2020-04-20
177
1. Эквивалент. Эквивалентная масса. Эквивалентный объем (привести примеры). Закон эквивалентов
Эквивалент - реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или, другим словом, быть эквивалентна катиону водорода в кислотно-основных химических реакциях или электрону в ОВР.
Эквивалентная масса Э[г/моль]-это масса одного эквивалента элемента или вещества.
Эквивалентный объем показывает, какой объем (н.у.) заполняет один эквивалент вещества (используется, если вещество находится в газообразном или жидком состоянии)
Vм * Э
Vэ = –––––––
M
Примеры:
22,4 л/моль * 1
1) Vэ (Н2) = ––––––––––––– = 11,2 литра Э(Н) = 1/1 = 1 г/моль
2 М (Н2) = 1*2 = 2 г/моль
22,4 л/моль * 8
2) Vэ (О2) = –––––––––––– = 5,6 литра Э(О) = 16/2 = 8 г/моль
32 М (О2) = 16*2 = 32 г/моль
Закон эквивалентов:
Массы элементов, реагирующих друг с другом, пропорциональны их эквивалентам.
m1 Э1
–– = –––
m2 Э2
|
|
|
2. Примеры расчета эквивалента элемента, оксида, основания, кислоты, соли, окислителя, восстановителя
1. Элемент
Э.эл = Атомная масса.эл/Валентность эл
Э(О) = 16/2 = 8 г/моль
Э(К) = 39/1 = 39 г/моль
2. Оксид
Эокс = Э.эл + Э.кислорода (О)
Эокс = Э.эл + 8
а. Al2O3
Эal = 27/3 = 9 г/моль
ЭO=16/2=8 г/моль
Эокс = 9 + 8 = 17 г/моль
б. SO3
ЭS = 32/6 = 5,33 г/моль
ЭО=8 г/моль
Эокс = 5,33 + 8 = 13, 33 г/моль
3. Основание
Эосн.=М.осн/ Число замещенных ОН
а. NaOH
М(NaOH) = 23 + 16 + 1 = 40 г/моль
Э(NaOH) = 40/1 = 40 г/моль
б. Ba(OH)2
М(Ba(OH)2) = 137 + 16 + 1 = 154 г/моль
Э(Ba(OH)2) = 154/2 = 77 г/моль
4. Кислота
Экисл.=Мкисл/Число замещеных катионов водорода
а. H2SO4
М(H2SO4) = 1*2 + 32 + 16*4 = 98 г/моль
Э(H2SO4) = 98/2 = 49 г/моль
б. HI
М(HI) = 1 + 127 = 128 г/моль
Э(HI) = 128/1 = 128 г/моль
5. Соль
Э соли = М соли/Валентность металла * количество атомов металла
а. СuSO4
М(СuSO4) = 63,5 + 32 + 16*4 = 159,5
159,5
Э(СuSO4) = –––––– = 79,75 (≈80)
1*2
6. Окислитель
Мoкисл nэл – число принятых электронов одной молекулой окислителя
Эoкисл = –––––
nэл
7. Восстановитель
Мвосст nэл – число отданных электронов одной молекулой восстановителя
Эвосст = –––––
nэл
Пример: найти эквивалентную массу препарата КМnО4, если взаимодействию с восстановителем в кислой среде соответствует полуреакция
МnO4– + 8H+ +5е– → Мn2+ +4H2О
В одной молекуле КМnО4 содержится один ион МnО4–, который принимает 5 электронов, поэтому по формуле эквивалентной массы окислителя эквивалентная масса препарата КМnО4 равна частному от деления молярной массы КМnО4 на 5
Эокисл = Мокисл/nэл = 158/5 = 31,6 г/моль
3. Основные термодинамические характеристики. 1-й, 2-й и 3-й законы химической термодинамики.
|
|
|
Химическая термодинамика рассматривает превращение энергии и работы при химических реакциях.
Термодинамическая система - это часть пространства, отделенная от окружающей среды реальной или воображаемой оболочкой. В зависимости от способности системы к обмену энергией и веществом с окружеющей средой различают 3 типа систем:
1. Открытые (есть обмен энергией и веществом)
2. Закрытые (есть обмен энергией)
3. Изолированные (нет обмени ни энергией, ни веществом)
Основные термодинамические характеристики:
1. Внутренняя энергия (∆U), кДж
∆U=Q=A
2. Энтальния (∆U), кДж
∆H= ∆U+ p∆V
3. Энтропия (∆S), кДж/К
∆S= ∆Q/T
4. Энергия Гиббса (∆G), кДж
∆G= ∆H- T∆S
Первый закон термодинамики, Энтальпия
Энтальпия (Н) - теплосодержание системы
1-ый закон термодинамики (закон сохранения энергии): теплота, сообщенная системе, расходуется на увеличение внутренней энергии (∆U) и на совершение этой системой работы (P * ∆V)
∆H= ∆U+P* ∆V
Второй закон термодинамики, Энтропия.
Энтропия (∆S) - это степень беспорядка термодинамической системы.
Например, CaCO3 (кр) = CaO (кр)+ CO2 (г); ∆S>0
2-ой закон термодинамики: самопроизвольно протекают процессы в сторону увеличения энтропии (∆S>0)
Третий закон термодинамики:
Энтропия идеального кристалла прим абсолютном нуле равно нулю.
4. Энергия Гиббса. Направленность протекания самопроизвольных химических процессов.
Энергия Гиббса (∆G) - это энергия, которую система может затратить на совершение максимальной работы.
∆G= ∆H-T* ∆S
При Химическом Равновесии (ХР) ∆G=0, так как равны энтропийный и энтальпийные факторы.
∆H - энтальпийный фактор
T* ∆S - энтропийный фактор
Критерий самопроизвольного протекания процесса: самопроизвольно протекают процессы, у которых изменение энергии Гиббса ∆G<0
5. Термохимический закон Гесса. Тепловой эффект реакции.
Тепловой эффект реакции - это количество теплоты, которое выделяется или поглощается в результате химической реакции.
Экзотермические реакции - реакции идут с выделением тепла (∆H<0)
Эндотермические реакции - реакции идут с поглощением тепла (∆H>0)
Термохимический закон Гесса:
Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути ее протекания, а зависит от природы и состояния исходных веществ и продуктов реакции.
Согласна закону Гесса: ∆H1=∆H2+∆H3
6. Скорость химической реакции. Закон действия масс (кинетический).
Скорость химической реакции (V) - изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени.
Зависимость - это скорость реакции от концентрации веществ.
Закон действующих масс:
Скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентрации веществ в степени коэффициентов взятых из уравнения реакции.
V=k[A]^a*[B]^b
K – const
7.. Зависимость скорости химической реакции от температуры. Температурный коэффициент. Закон Вант-Гоффа. Теория активации.
При повышении температуры на каждые 10º С скорость химической реакции увеличивается от 2х до 4х раз.
V2/V1=Y^(T2-T1)/10
Y - коэффициент, принимающий значение от 2 до 4
Только для реакций в пробирке!
Смысл энергии активации и причины зависимости скорости химической реакции от температуры объясняют теория активных столкновения реагирующих частиц и теория активированного комплекса
Согласно теорииактивных столкновений с повышением температуры увеличивается число столкновений активных (возбужденных молекул). Активные молекулы обладают избыточной энергией, необходимой и достаточной для того, чтобы их столкновение привело к химической реакции. Это и есть энергия активации
8. Явление катализа. Катализаторы, принцип действия. Теория переходного состояния и образования активированных комплексов. Биокатализаторы
|
|
|
Катализаторы - вещества, изменяющие скорость химической реакции, сами в нее не вступают. Катализом называется процесс ускорения реакции с помощью катализаторов.
Ингибиторы - замедляют химическую реакцию,а процесс замедления реакции – ингибированием.
Биокатализаторы - ферменты, обладающие высокой избирательностью.
Механизмы действия катализатора весьма многообразны. Катализаторы могут образовывать промежуточные продукты с реагентами, а по окончании всех стадий реакции такие катализаторы полностью возвращаются в исходную форму.
Большинство биохимических превращений в организме животного являются каталитическими (ферментативными). По химической природе ферменты являются белками. Два фундаментальных свойства присущи биологическим катализаторам – специфичность катализа и способность ускорять реакцию.
9. Химическое равновесие с точки зрения термодинамики. Константа равновесия.
Состояние реагирующих веществ, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называется химическим равновесием.
Химические реакции могут быть обратимыми и необратимыми.
Величина K, равная отношению констант скоростей прямой k1 и обратимой k2 реакции, называется константой равновесия химической реакции:
K = k1/k2
10. Смещение химического равновесия. Принцип Jle Шателье.
Смещение равновесия подчиняется принципу Jle Шателье.
Если на химическую систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, то равновесие смещается в направлении, уменьшающем оказанное воздействие.
Внешние факторы:
- температура (при повышении химическое равновесие смещается в направление эндотермической реакции, при понижении – экзотермической реакции)
- давление (повышение сдвигает равновесие в сторону образования веществ, обладающих меньшим объемом)
- концентрация (при увеличении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции, а при увеличении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ)
|
|
|
11. Агрегатные состояния. Растворы: Понятие, теория. Растворы насыщенные, ненасыщенные, пересыщенные.
Состояние одного и того же вещества, переходы между которыми сопровождаются скачкообразными изменениями объема и физических свойств вещества, называются агрегатными.
Агрегатные состояния вещества – состояния одного и того же вещества в различных интервалах температур и давлений.
Вещества могут существовать в:
- твердом
- жидком
- газообразном
- иногда еще в плазменном состояниях.
Растворы - это однородные системы, состоящие из растворителя, растворенного вещества и продуктов их взаимодействия.
Растворитель — компонент, агрегатное состояние которого не изменяется при образовании раствора. В случае же растворов, образующихся при смешении газа с газом, жидкости с жидкостью, твёрдого вещества с твёрдым, растворителем считается компонент, количество которого в растворе преобладает.
Образование раствора зависит от характера и интенсивности взаимодействия частиц разных веществ.
По содержанию растворенного вещества раствор разделяют на:
- насыщенный – раствор, в котором растворенное вещество больше растворяться не может.
- ненасыщенный – раствор, в котором концентрация растворенного вещества меньше, чем в насыщенном.
- пересыщенный – раствор, в котором концентрация растворенного вещества выше, чем концентрация данного вещества в насыщенном растворе при тех же условиях.
Физическая теория растворов (Вант-Гофор, Рауль, Аррениус) утверждает, что между растворенным веществом и растворителем отсутствует взаимодействие.
Химическая теория растворов (Менделеев, Коновалов, Чистяков, Курнаков, Каблуков, Кистяковский) утверждает, что при растворении происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с растворителем.
12. Способы выражения концентрации растворов.
Концентрацией называют отношение количества растворенного вещества или его массы к объему раствора
Соответственно концентрацию выражают в моль/л – молярная концентрация или в г/л – массовая концентрация
Наиболее употребимы следующие способы выражения состава растворов:
1. Молярная концентрация (выражают в моль/л) - показывает, сколько моль растворенного вещества содержится в 1 л раствора
m раст в-ва
Cm = ––––––– 1000
Мраст.в-ва * V р-ра
m раст в-ва – масса растворенного вещества, г
Мраст.в-ва – молярная масса вещества, г/моль
V – объем раствора, мл
1000 – коэффициент перевода миллилитров в литры
2. Молярная концентрация эквивалента – отношение количества вещества эквивалента (в молях), содержащегося в растворе, к объему этого раствора.
Показывает, сколько моль растворенного вещества содержится в 1 кг растворителя (H2O)
3. Моляльная концентрация (выражается в г/мл) – отношение количества растворенного вещества В (в молях) к массе m (в кг) растворителя Y,
m раст.в-ва
Сm= –––––––––
M раст.в-ва * m H20
m раст в-ва – масса растворенного вещества, г
Мраст.в-ва – молярная масса вещества, г/моль
13. Осмос. Закон Вант-Гоффа. Роль осмоса в биологических явлениях.
Осмос - самопроизвольная диффузия молекул растворителя через полупроницаемую мембрану. Мембрана пропускает молекулы растворителя, но задерживает молекулы растворенного вещества.
Причина осмоса - стремление молекул растворителя выровнять концентрацию по всему объему раствора.
Осмотическое давление - давление молекул растворителя на полупроницаемую мембрану, переходя из области больших концентраций в область меньшей концентрации воды.
Закон Вант - Гоффа
росм = CМ * R * T
CМ – концентрация неэлектролита
T – температура, К
R = 8,31 Дж/(моль*К) – газовая постоянная
Осмотическое давление прямо процорционально концентрации и температуре.
Явление осмоса широко распространено в живой природе. Стенки растительных клеток и клеток живых организмов представляются собой полупроницаемые мембраны, через которые свободно проходят молекулы воды в клетки (и другие структуры) и почти полностью задерживаются вещества, растворенные в клеточном соке. Поэтом осмос является причиной сжатия клеток и тургора – напряженного состояния клеток, тканей и органов вследствие давления содержимого клеток на их эластичные оболочки и обратного давления оболочек на содержимое. Давление тургора у животных достигает 50-100 кПа, у растений – в 10 раз больше.
Растворы с одинаковым осмотическим давлением называются изотоническими. Если осмотическое давление выше внутриклеточного, то оно называется гипертоническим, если ниже внутриклеточного - гипотоническим.
Физические растворы
0,9% (0,15 М) раствор Nacl и 5% (0,3 М) раствор глюкозы создают такое же давление, яляющиеся изотоническим по отношению к крови.
Истинно физиологическими считаются растворы, включающие соли, белки и другие вещества в пропорциях, соответствующих их содержанию в крови человека и используемые в аппарате “искусственная почка”.
Изоосмия - постоянство осмотического давления физиологических сред (фундаментальное физико - химическое требование гомеостаза).
Нарушение изоосмии оказывается губительным для организма гораздо раньше, чем наступает плазмолиз или лизис клеток.
Понижение осмотического давления (избыток воды, потеря солей) вызывает рвоту, судороги, затемнение сознания вплоть до гибели организма.
Повышение осмотического давления (потеря воды, избыток солей) вызывает отеки, в первую очередь, подкожной клетчатки.
Изо - гипер - и гипотонические растворы
Изотонические - с одинаковым осмотическим давлением (0,9%)
Гипертонические - (>0,9%)
Гипотонические (<0,9%)
Лизис - разрыв клетки при введении гипотонического по отношению к крови раствора.
Гемолиз - разрыв эритроцитных оболочек при введении гипотонического по отношению к крови раствора.
Плазмолиз - обезвоживание эритроцитов при введении гипертонического по отношению к крови раствора.
Начальная стадия гемолиза происходит при снижении осмотического давления до 3,5 – 3,9, а полный гемолиз при 2,5 – 3 атм.
14. Давление пара растворителя над раствором. Закон Рауля.
Известно, что если стакан с водой не закрыть, то вся вода постепенно испариться. Если стакан закрыт крышкой, то над поверхностью воды образуется насыщенный пар. Его давление – это давление насыщенного пара над чистым растворителем p0
1. Понижение давления пара растворителя (нелетучее вещество в летучем растворителе):
Закон Рауля:
А) Парциальное давление насыщенного пара данного компонента над раствором прямо пропорционально его мольной доли
P=P h20 *N h20
Б) Относительное понижение давления растворителя равно мольной доле растворенного вещества
(P h20 – P) / P h20 =N(А)
Растворы, для которых выполняется закон Рауля, называются идеальными.
Эбулиоскопия - повышение T кипения.
Присутствие растворенного вещества повышает температуру кипения раствора.
Криоскопия - способ определения М вещества.
∆Т замерз. =К криоск. (m в-ва * 1000)/M *m растворителя
∆Т замерз. = К криоск. * Сm
Растворы различных веществ в воде замерзают при температуре ниже 0. Одномоляльные растворы различных веществ в воде замерзают при температуре -1, 86.
15. Кипение и замерзание растворов.
∆t - повышение t кипения раствора
∆t кип. = t кип. р-ра - t кип. Растворителя
2 закон Рауля:
∆t кип= ЕСm
Е- эбуллиоскопическая постоянная
Cm- моляльная концентрация, моль / кг растворителя
∆t зам. - понижение t зам. р-ра
∆t замерз= ∆t зам. р-ра
2 закон Рауля
∆t зам.=КСm
K- криоскопическая постоянная
Cm - моляльная концентрация, моль / кг растворителя
Присутствие растворëнного вещества повышает температуру кипения и понижает температуру замерзания растворителя, и тем сильнее, чем концентрированнее раствор. В большинстве случаев из раствора кристаллизуется из раствора (при замерзании) или выкипает (при кипении) только растворитель, вследствие чего концентрация раствора в ходе его замерзания или кипения возрастает. Это в свою очередь приводит к ещë большему повышению температуры кипения и снижению температуры кристаллизации. Таким образом, раствор кристаллизуется и кипит не при определëнной температуре, а в некотором температурном интервале. Температуру начала кристаллизации и начала кипения данного раствора называют его температурой кристаллизации и температурой кипения.
Разность между температурами кипения раствора (tк) и чистого растворителя (tок) называют повышением температуры кипения раствора (Δtк). Разность между температурами замерзания чистого растворителя (tОЗ) раствора (tЗ) называют понижением температуры замерзания раствора (ΔtЗ).
Растворы кипят при более высоких температурах, чем растворитель, а замерзают при более низкой.
Δtк = tк – tок; ΔtЗ = tОЗ – tЗ.
Растворы кипят при более высоких температурах, чем растворитель, а замерзают при более низкой.
Δtк=tкр-tк=Е*Сm Е-эбулиоскопическая постоянная р-ля
Δtз=tз-tзр=Кз*Сm К-криоскопическая постоянная р-ля
16. Отклонение поведения растворов электролитов от неэлектролитов. Изотонический коэффициент.
i = Pосм(э)/Pосм= ∆tзам.(Э)/∆tзам= ∆tкип(Э)/∆tкип
i - изотонический коэффициент, который показывает меру отклонения поведения растворов электролитов от неэлектролитов (i эл > 1)
Закон Вант - Гоффа для растворов электролитов:
Р осм. Эл. = iCьRT
i-изотонический коэффициент
Cm - молярная концентрация, моль/л
R - универсальная газовая постоянная, 8,31 Дж/моль * К
Законы Рауля для растворов электролитов:
∆t кип. Эл = iECm
∆t зам. Эл = iKCm
Cm - молярная концентрация, моль / кг р-ля
Е = эбуллиоскопическая постоянная
К - криоскопическая постоянная
i - изотонический коэффициент
Связь между изотоническим коэффициентом i и степенью диссоциации a
При растворении электролита он диссоциирует на ионы и число частиц в растворе электролита больше, чем в растворе неэлектролита.
Степень диссоциации электролита зависит от числа ионов, образующихся при диссоциации 1 молекулы его и от изотонического коэффициента
a= (i-1)/n-1
n- число ионов, на которые распадается при диссоциации молекула электролита
KCL = K + Cl
Изотонический коэффициент (фактор Вант-Гоффа; обозначается i) — безразмерный параметр, характеризующий поведение вещества в растворе. Он численно равен отношению значения некоторого коллигативного свойства раствора данного вещества и значения того же коллигативного свойства неэлектролита той же концентрации при неизменных прочих параметрах системы
Константа диссоциации – константа равновесия по отношению к процессу электролитической диссоциации
Таким образом, при увеличении концентрации электролита степень диссоциации уменьшается, при уменьшении — возрастает.
17. Слабые электролиты. Степень диссоциации. Константа диссоциации.
Слабые электролиты диссоциируют обратимо и ступенчато. В их растворах устанавливается динамическое равновесие.
Константа ХР для диссоциации слабых электролитов называется константа диссоциации (Кд).
Кд характеризует способность электролита диссоциировать на ионы. Чем меньше Кд, тем слабее электролит диссоциирует на ионы.
Степень диссоциации — это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворившихся молекул
A=n\N *100%
18.Зависимость степени диссоциации слабого электролита от концентрации раствора. Закон разбавления Оствальда.
Степень диссоциации как сильных, так и слабых электролитов зависит от концентрации раствора (степень диссоциации тем выше, чем более разбавлен раствор).
Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора:
K=(c λ^2)/ λ∞(λ∞- λ)
Здесь К — константа диссоциации электролита, с — концентрация, λ и λ∞ — значения эквивалентной электропроводности соответственно при концентрации с и при бесконечном разбавлении. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства
λ/ λ∞=a
где α — степень диссоциации.
Закон разбавления Оствальда выведен В.Оствальдом в 1888 и им же подтвержден опытным путём. Экспериментальное установление правильности закона разбавления Оствальда имело большое значение для обоснования теории электролитической диссоциации.
Оствальд доказал, что по мере разбавления слабого электролита водой степень его диссоциации увеличивается.
A=корень из (Кд/с)
19. Равновесие в растворах слабых электролитов. Влияние одноимённого и связывающего ионов.
В растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и продуктами их диссоциации - ионами.
Влияние посторонних веществ на степень диссоциации слабого электролита зависит от природы вводимых ионов. Здесь можно выделить 2 случая: присутствие либо одноименных, либо связывающих ионов.
Изменение концентрации одного из ионов, образующегося при диссоциации данного слабого электролита, согласно принципу Ле Шателье смещает положение равновесия. Если в систему вводятся одноименные ионы, то есть увеличивается концентрация одного из образующихся при диссоциации ионов, то равновесие смещается в сторону недиссоциированных молекул этого электролита. Степень диссоциации слабого электролита уменьшается.
Если в раствор слабого электролита вводятся связывающие ионы, то происходит связывание одного из продуктов диссоциации слабого электролита, что приводит к смещению равновесия диссоциации этого вещества в сторону ионной формы. Степень диссоциации слабого электролита увеличивается.
20.Амфотерные гидроксиды с точки зрения теории электролитической диссоциации.
Амфотерные электролиты могут находиться в осадке и в растворе в виде молекул и диссоциировать по типу кислоты и основания. Например, слабыми электролитом является гидроксид цинка. Его диссоциацию можно представить в виде схемы:
Zn(OH)2 (осадок)
↕
2H+ + ZnO22- ↔ H2ZnO2 ↔ (раствор) Zn(OH)2 ↔ Zn2+ + OH-
Добавление кислоты или щелочи вызывает растворения осадка, так как и в том, и в другом случае связываются ионы ОН- или Н+, что приводит к образованию слабого электролита Н2О
В первом случае равновесие диссоциации смещается в сторону ионной формы основания (вправо), во втором – в сторону ионной формы кислоты (вправо)
21.Сильные электролиты. Активная концентрация. Ионная сила раствора.
1)Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. Сильные электролиты - это вещества, которые при растворении практически полностью диссоциируют на ионы. К сильным электролитам относятся почти все соли, некоторые кислоты (НСl, HBr, HI, НNО3, НсlO4, Н2SO4(разб.)) и некоторые основания (LiОН, NaOH, КОН, Са(ОН)2, Sr(OH)2, Ва(ОН)2). И.А Каблуков установил причины полной диссоциации сильных электролитов в растворах: в водных растворах сильные электролиты полностью диссоциируют за счет ион-дипольного взаимодействия с молекулами воды. Продукты взаимодействия - гидратированные ионы.
2) Активная концентрация - концентрация ионов, в соответствии с которой они проявляют себя в химических реакциях.
a=fc, где f- коэффициент активности, с - исходная концентрация электролита
У электролитов f<1, следовательно а<c.
3)Ионная сила раствора учитывает взаимодействие ионов, находящихся в растворе и равна полусумме произведений молярных концентраций всех присутствующих ионов на квадраты их зарядов:
μ= 1/2 Σсizi²
Этот параметр нужен для определения коэффициента активности иона. С увеличением ионной силы раствора коэффициент активности уменьшается.
Сильные электролиты – это электролиты, которые в водных растворах диссоциируют практически полностью.
22.Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель рH.
Диссоциация воды - разложение воды на составляющие химические элементы, иногда происходящая с созданием новых элементов, изначально в разлагаемом растворе не содержащихся, или содержащихся до начала разложения в меньшем количестве, чем после завершения процесса диссоциации.
Чистая вода, хоть и плохо (по сравнению с растворами электролитов), но может проводить электрический ток. Вода является слабым электролитом, в малой степени диссоциирует на ионы: Н2О ↔ H+ + OH-
Ионное произведение воды. Установлено, что в воде и водных растворах произведение концентрации ионов H+ и OH - это величина постоянная. При 25 градусах = 10 в -14 степени.
Н2О ↔ H+ + OH-
H*OH=10^-14
Гидроксильный показатель рOH=-lg[OH-]
pH+pOH=14
Водородный показатель (рН)
Для обозначения среды (кислой, нейтральной, щелочной) введен водородный показатель рН:
РН = = lg [H+]
В нейтральной среде Ph = 7, в кислых средах < 7, в щелочных >7.
В растворе [H+]=10^-5 моль/л
23.Гидролиз солей. Роль в живом организме.
Гидролиз - это ионная реакция соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита.
Гидролиз не идет, если соль образована сильной кислотой и сильным основанием:
CaCl2 – Ca + 2 Cl
Гидролиз по катиону идет у солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой
Ni(NO3)2=Ni + 2NO3
Ni+HOH = NiOH+H
Гидролиз по аниону идет у солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием.
KNO2 – K + NO2
NO2+HOH = HNO2+OH
Гидролиз по катиону и аниону одновременно идет у солей, образованны слабым основанием и слабой кислотой.
Al2S3 + 6 H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S
Оствальд доказал, что по мере разбавления слабого электролита водой степень его диссоциации увеличивается.
Гидролизу подвергаются соли, образованные: а) сильным основанием и слабой кислотой; б) сильной кислотой и слабым основанием; в) слабым основанием и слабой кислотой.
3) Важной стадией процесса пищеварения является гидролиз пищи в желудочно-кишечном тракте. Энергия в живых организмах запасается, в основном, в виде АТФ и выделяется при ее гидролизе.
Процесс ферментативного гидролиза играют важную роль в пищеварении и тканевом обмена веществ всех живых организмов, играет важную роль в регуляции кислотной среды и в поддержании в организме кислотно-щелочного равновесия.
24.Современная модель состояния электрона в атоме. Квантовые числа. Принцип Паули.
Принцип Паули: В атоме не может быть даже 2-х электронов с одинаковым набором всех 4-х квантовых чисел, следовательно из одной орбитали не может быть больше 2-х элктроном.
2 электрона, находящиеся на одной орбитали, называются спаренными.
Квантовые числа характеризуют состояние электронов и орбиталей
Главное квантовое число (n=1,2,3..7)
Орбитальное квантовое число (0,1,2...(n-1)
Магнитное квантовое число (m=-1..0...+e)
Спиновое квантовое число (s=+½, -½)
Атом с более чем одним электроном представляет собой сложную систему взаимодействующих друг с другом электронов, движущихся в поле ядра.
Электроны в атоме притягиваются к ядру, между электронами также действует кулоновское взаимодействие. Эти же силы удерживают электроны внутри потенциального барьера, окружающего ядро. Для того, чтобы электрон смог преодолеть притяжение ядра, ему необходимо получить энергию от внешнего источника. Чем ближе электрон находится к ядру, тем больше энергии для этого необходимо.
1) С точки зрения квантовой или волновой механики, электрон - это такое образование, которое ведёт себя и как частица, и как волна, т.е. он обладает корпускулярно-волновым дуализмом (двойственностью). Т.о. электроны могут производить давление, а движущийся поток электронов обнаруживает волновые явления, например дифракцию электронов. Представим корпускулярно-волновой дуализм как частицу и выразим через ур-е Луи де Бройля: λ = h/mv, где λ - длина волны, h - постоянная Планка(6,63х10 в степени -34, Дж с), m - масса, v - скорость микрочастицы.
Электрон находится в пространстве рядом с ядром, но т.к. он постоянно в движении можно рассматривать лишь совокупность его расположений - т.е. электронное облако, т.о. эл. облако - это квантово-механическая модель движения электрона в атоме. Плотность эл. облака неравномерна - часть атомного пространства, где электрон пребывает больше всего, плотней.
Электроны распределяются по энергетическим уровням (слоям/оболочкам).
2) Квантовые числа определяют состояние электрона в атоме, точнее - на каком энергетическом уровне электрон находится.
Главное квантовое число (n) - характеризует энергию электрона и размеры электронного облака. Принимает значения целых чисел от 1 до 7 соответственно номеру периода, в котором находится элемент.
Орбитальное (побочное или азимутальное) квантовое число(l) - характеризует энергетическое состояние электрона в подуровне и форму облака. Принимает значения на единицу меньше, чем n.
Магнитное квантовое число(m) - характеризует орбитали в пространстве и связано с числом l. m = 2l + 1
Спиновое квантовое число (s) - характеризует собственное вращение электрона вокруг своей оси. Это вращение называется спин и принимает только два значения +1/2, -1/2.
3) По принципц Паули на одной орбитали может находится 2 электрона с противоположными спинами: на s-подуровне = 2 электрона, на p-подуровне = 6 эл., на d-подуровне = 10, на f-подуровне = 14. Число электронов на подуровне определяется уравнением Nl = 2(2l + 1).
25.Распределение электронов в атоме. Правило Хунда.
Электроны выполняют орбитали в порядке увеличения их энергии
На каждой s-оболочке может быть не более 2-х электронов
На каждой р-оболочке может быть не более 6 электронов
На d-оболочке не более 10 электронов
На f-оболочке не более 14 электронов
Правило Хунда:
В пределах одного подуровня электроны заполняют максимальное число орбиталей.
26.Периодический закон с точки зрения строения атома. Причины периодичности.
Менделеев считал, что основной характеристикой элементов являются их атомные веса, и в 1869 г. впервые сформулировал периодический закон: свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов. На базе современных представлений периодический закон формулируется так:
Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома (порядкового номера).
Основным признаком, по которому элементы больших периодов разделены на два ряда, является их степень окисления. Проследить периодичность свойств элементов можно и исходя из рассмотрения электронных конфигураций атомов.
Теория строения атомов объясняет периодическое изменение свойств элементов. Возрастание положительных зарядов атомных ядер от 1 до 107 обусловливает периодическое повторение строения внешнего энергетического уровня. А поскольку свойства элементов в основном зависят от числа электронов на внешнем уровне, то и они периодически повторяются. В этом — физический смысл периодического закона. В малых периодах с ростом положительного заряда ядер атомов возрастает число электронов на внешнем уровне (от 1 до 2 — в первом периоде, и от 1 до 8 — во втором и третьем периодах), что объясняет изменение свойств элементов: в начале периода (кроме первого периода) находится щелочной металл, затем металлические свойства постепенно ослабевают и усиливаются свойства неметаллические.В больших периодах с ростом заряда ядер заполнение уровней электронами происходит сложнее, что объясняет и более сложное изменение свойств элементов по сравнению с элементами малых периодов. Так, в четных рядах больших периодов с ростом заряда число электронов на внешнем уровне остается постоянным и равно 2 или 1. Поэтому, пока идет заполнение электронами следующего за внешним (второго снаружи) уровня, свойства элементов в этих рядах изменяются крайне медленно. Лишь в нечетных рядах, когда с ростом заряда ядра увеличивается число электронов на внешнем уровне (от 1 до 8), свойства элементов начинают изменяться так же, как у типических.
Причины периодичности:
Объясняется период.повторения кол-ва электронов на внешнем эл.слое.
Изотопы - это атомы, у которых протонов один, а число нейтронов различно.
Изотоны - различные атомы, у которых число нейтронов одинаково, а число протонов различно.
Изобары - это различные атомы, у которых массовое число одинаковое,а число протонов различно.
27. s,p,d,f-элементы, положение в периодической системе. Основные химические свойства.
В зависимости от того, какой подуровень последним заполняется электронами, все элементы делят на четыре типа (семейства): 1) s-Элементы: заполняется электронами s-подуровень внешнего уровня. К ним относятся первые два элемента каждого периода. 2) р-Элементы: заполняется электронами р-подуровень внешнего уровня. Это последние 6 элементов каждого периода (кроме первого и седьмого). 3) d-Элементы: заполняется электронами d-подуровень второго снаружи уровня, а на внешнем уровне остается один или два эле трона (у Pd — нуль). К ним относятся элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s- и р-элементами (их также называют переходными элементами). 4) f-Элементы: заполняется электронами f-подуровень третьего снаружи уровня, а на внешнем уровне остается два электрона. Это лантаноиды и актиноиды. В периодической системе s-элементов 14, р-элементов 30, d-элементов 35, f-элементов 28. Элементы одного типа имеют ряд общих химических свойств.
В малых периодах с ростом положительного заряда ядер атомов возрастает число электронов на внешнем уровне (от 1 до 2 — в первом периоде, и от 1 до 8 — во втором и третьем периодах), что объясняет изменение свойств элементов: в начале периода (кроме первого периода) находится щелочной металл, затем металлические свойства постепенно ослабевают и усиливаются свойства неметаллические.В больших периодах с ростом заряда ядер заполнение уровней электронами происходит сложнее, что объясняет и более сложное изменение свойств элементов по сравнению с элементами малых периодов. Так, в четных рядах больших периодов с ростом заряда число электронов на внешнем уровне остается постоянным и равно 2 или 1. Поэтому, пока идет заполнение электронами следующего за внешним (второго снаружи) уровня, свойства элементов в этих рядах изменяются крайне медленно. Лишь в нечетных рядах, когда с ростом заряда ядра увеличивается число электронов на внешнем уровне (от 1 до 8), свойства элементов начинают изменяться так же, как у типических.
Свойства: · энергия ионизации атомов; · энергия сродства атомов к электрону; · электроотрицательность; · атомные (и ионные) радиусы; · энергия атомизации простых веществ · степени окисления; · окислительные потенциалы простых веществ.
28. Природа химической связи. Метод валентных связей.
Химическая связь имеет электростатическую природу. Под химической связью понимают электрические силы притяжения, удерживающие частицы друг около друга (два или несколько атомов, ионов, молекул или любую комбинацию из них). Каждая химическая связь в структурных формулах представляется валентной чертой, например: H−H (связь между двумя атомами водорода), H3N−H+ (связь между атомом азота молекулы аммиака и катионом водорода),(K+)−(I−) (связь между катионом калия и иодид-ионом).
Метод валентных связей: предполагает, что каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи одной или нескольких общих электронных пар. Общая пара обозначается валентным штрихом.
H – O – H
Типы химических связей:
1) Ковалентная (полярная и неполярная) - между двумя атомами неметаллов за счет образования общих электронных пар.
2) Ионная – катион металла и анион неметалла.
3) Металлическая – в металлах за счет свободных электроном.
4) Водородная – атом водорода и атом с высокой электроотрицательностью
Представления о механизме образования молекулы водорода были распространены на более сложные молекулы. Разработанная на этой основе теория химической связи получила название метода валентных связей (метод ВС). 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.
29. Обменный и донорно-акцепторный механизмы образования ковалентной связи.
Обменный за счёт перекрывания одноэлектронных облаков с противоположными спинами; донорно-акцепторный за счет двухэлектронного облака одного атома и свободной орбитали другого. Обменный механизм - это когда каждый из взаимодействующих атомов поставляет по одному электрону, донорно-акцепторный механизм - это когда электронная пара передается в общее пользование одним атомом (донором) другому атому (акцептору).
К обменному механизму относят случаи, когда в образовании электронной пары от каждого атома участвует по одному электрону. Связь возникает благодаря образованию общей электронной пары за счет объединения неспаренных электронов.
По донорно-акцепторному механизму происходит образование иона аммония. Донор (азот) имеет электронную пару, акцептор – (Н+) свободную орбиталь, которую пара электронная азота может занять. В ионе аммония три связи азота с водородом образованы по обменному механизму, а одна по донорно-акцепторному. Все 4 связи равноценны.
1) При обменном механизме образования ковалентной связи, каждый из атомов на образование общей электронной пары отдают один неспаренный электрон.
2) При донорно-акцепторном механизме, один атом отдает два спаренных электрона (донор), а другой дает пустую орбиталь для этих электронов (акцептор).
30. Ковалентная связь. Её разновидности и свойства.
Ковалентная связь - связь, возникающая между двумя атомами неметалла за счет образования общих электронных пар.
1) Ковалентная неполярная – образуется между двумя одинаковыми атомами неметаллов. Общая электронная пара ровно по центру
2) Ковалентная полярная – образуется между двумя разными атомами неметалла. Общая электронная пара смещается ближе к более электроотрицательному неметаллу.
Свойства:
1) Направленность – из центра одного в центр другого атома
2) Насыщаемость – каждый атом может образовать определенное количество связей в соответствие с их валентностью.
31.Валентность атомов в стационарном и возбуждённом состояниях. Кратность связи. сигма и пи связь.
Валентность – способность атомов образовывать определенное количество химических связей с атомами других элементов.
В возбужденном состояние электроны перескакивают на свободные орбитали. Если на внешнем электронном слое есть пустые орбитали, то электронные могут распариваться и переходить на пустые орбитали этого же слоя.
При этом количестве неспаренных электронов увеличивается –> увеличивается валентность.
Кратность связи определяется количеством общих электронных пар между двумя атомами. Н – Н (1), О = О (2). Чем больше кратность связи, тем прочнее связь между атомами.
Сигма – связь – ковалентная связь при образование которой область перекрывания электронных орбиталей находится на линии, соединяющих ядра атомов.
П – связь – перекрывание атомных орбиталей по обе стороны линии, соединяющих ядра атомов.
32.Гибридизация атомных орбиталей. Примеры. Пространственная конфигурация молекул с sp, sp², sp3- гибридизацией (примеры).
Гибридизация – это выравнивание орбиталей и энергий. Происходит при образовании сигма – связей. Гибридизация определяет пространственную конфигурацию.
Различают: sp, sp2, sp3 гибридизацию.
sp: Be 1s22s22p0 (стационар) -> Be* 1s22s12p1 (возбужд)- форма молекулы - гантель
sp2: B – форма молекулы - треугольник
sp3: C – форма молекулы – тетраэдр
33.Ионная связь. Ненаправленность и ненасыщаемость ионной связи. Свойства веществ с ионным типом связи.
Ионная связь – связь между ионами.
Образуется за счет электростатического притяжения катиона металла и аниона неметалла.
Ионные соединения – соединения, состоящие из ионов.
Алгебраическая сумма зарядов всех ионов в молекуле ионного соединения равна 0.
Na0 – 1ē = Na+1 / Cl0 + 1ē = Cl-1
Соединения ион: Na1+ + Cl- = Na+Cl-
Свойства:
1) Ненаправленность – каждый ион может притягивать к себе ионы противоположного знака по любому направлению.
2) Ненасыщаемость – ион взаимодействует с любым количеством ионов противоположного заряда
Свойства веществ: твердые тугоплавкие, не имеют запаха, хорошо растворяются в воде, образованны ионной кристаллической решеткой
Ионные соединения образуются при взаимодействии элементов, значительно различающихся по химическим свойствам. Чем больше удалены друг от друга элементы в периодической системе, тем в большей степени проявляется в их соединениях ионная связь.
34.Виды межмолекулярного взаимодействия.
Межмолекулярные взаимодействия (м.в.) - взаимодействия молекул между собой, не приводящее к разрыву или образованию новых хим. связей. М. в. определяет отличие реальных газов от идеальных, существование жидкостей и мол. кристаллов. От М. в. зависят мн. структурные, спектральные, термодинамич., теплофиз. и др. св-ва в-в.
Виды межмолекулярного взаимодействия:
а) ориентационное – между двумя полярными молекулами (самое сильное).
б) индукционное – между полярной и неполярной молекулами (среднее по силе).
в) дисперсионное – между двумя неполярными молекулами (самое слабое)
При ориентационном взаимодействии происходит сближение полярных молекул, они ориентируются относительно друг друга противоположно заряженными концами диполей. чем более полярны молекулы, тем прочнее связь. с повышением температуры ориентационное взаимодействие ослабляется, т.к. тепловое движение нарушает ориентацию. Индукционное взаимодействие между полярной и неполярной молекулами: первая деформирует эл.облако второй. В результате у неполярной молекулы возникает временный электрический момент диполя, затем обе молекулы взаимодействуют как диполи. Индукционное взаимодействие не зависит от температуры, оно зависит от напряженности электрического поля полярной молекулы. Дисперсионное взаимодействие между двумя неполярными молекулами. В атомах и молекулах электроны сложным образом движутся вокруг ядер. В среднем по времени дипольные моменты неполярных молекул оказываются равными нулю. Но в каждый момент электроны занимают какое-то положение. Поэтому мгновенное значение дипольного момента (например, у атома водорода) отлично от нуля. Мгновенный диполь создаёт электрическое поле, поляризующее соседние молекулы. В результате возникает взаимодействие мгновенных диполей. Энергия взаимодействия между неполярными молекулами есть средний результат взаимодействия всевозможных мгновенных диполей с дипольными моментами, которые они наводят в соседних молекулах благодаря индукции. На дисперсионном взаимодействии основан процесс сжижения благородных двухатомных элементарных газов.
35.Водородная связь, её биологическая роль.
Водородная связь – между атомами водорода одной молекулы и атомом с высокой электроотрицательностью другой молекулы (фтором, кислородом, азотом). Характерна для спиртов, карбоновых кислот, белков.
За счет водородных связей образуется вторичная структура белка.
Такая связь возникает между молекулами, в состав которых входят атомы водорода и элементов с высокойэлектроотрицательностью(F,Cl,O2,N)
Внутримолекулярные водородные связи играют важнейшую биологическую роль, так как определяют, например, спиральную структуру полимерных молекул белков.
С помощью межмолекулярных водородных связей соединены цепи нуклеиновых кислот, образующих двойную спираль. Посредством этой связи взаимодействуют спирали ДНК и РНК, белки, формируются мембраны биологических клеток
36. Комплексные соединения. Теория Вернера. Роль в живом организме.
Комплексными называют соединения, в которых есть химическая связь, образованная по донорно-акцепторному механизму.
Пример: NH3 + H+ -> [NH4]+
Теория Вернера:
1) Комплексные соединения состоят из внутренней и внешней сферы (внутр. сфера заключается в квадратные скобки)
2) Внутр. сфера комплексных соединений состоит из центрального иона – комплексообразователя и лигандов.
Лиганды – кислотные остатки или нейтральные молекулы (NH3, H2O, CO, NO, которые присоединены, т.е. координированы к комплексообразователю (центральному иону)).
Биологическая роль: Комплекс гемоглобин с кислородом для доставки его к клеткам с кровью, комплекс хлорофилл.
37. Диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости комплексных ионов.
Если комплексное соединение растворимо в воде, то на внутр. и внеш. сферы оно диссоциирует полностью. Внутр. сфера комплексного соединения – слабый электролит – диссоциирует обратимо и ступенчато. На каждой ступени диссоциации внутр. сферы из нее выходит один лиганд. Даже первая ступень диссоциации комплексных соединений идет слабо, а каждая последующая протекает еще слабее.
Константа равновесия для диссоциация комплексного иона называется константой нестойкости К (нестойк).
При растворении в воде комплексных соединений, обычно они распадаются на ионы внешней и внутренней сфер подобно cильным электролитам, так как эти ионы связаны ионогенно, в основном, электростатическими силами. Это оценивается как первичная диссоциация комплексных соединений.
Вторичная диссоциация комплексного соединения – это распад внутренней сферы на составляющие ее компоненты. Этот процесс протекает по типу слабых электролитов, так как частицы внутренней сферы связаны неионогенно (ковалентной связью).
Константы нестойкости для различных комплексных ионов различны и могут служить мерой устойчивости комплекса. Наиболее устойчивые в растворах комплексные ионы имеют наименьшие константы нестойкости
38. Химическая связь в комплексных соединениях (примеры).
Между внутр. и внеш. сферой связь ионная. Во внутр. сфере между центральным ионом и лигандом- ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму.
[Cu(NH3)4]2+
Cu0 ….3d104s1
Cu2+ ….3d94s0
Между центральным ионом и лигандами - ковалентная связь, образованная по донорно-акцепторному механизму
Во внутренней сфере между комплексообразователем и лигандами формируются полярные ковалентные связи. Частицы внешней сферы удерживаются около комплекса за счет электростатического ионного взаимодействия, т.е. характер связи преимущественно ионный.
Рассмотрим строение комплекса [Ag(NH3)2]+. Электронная конфигурация иона серебра
Свободные орбитали иона серебра являются акцепторами электронных пар атомов азота молекул аммиака.
5s- и 5p- орбитали иона Ag+ образуют две гибридные sp- орбитали, т.е. находятся с состоянии sp L q - гибридизации.
Комплекс имеет линейное строение.
Таким образом, электронное строение и тип гибридизации АО комплексообразователя определяют к.ч. и геометрическую форму комплекса.
39. Окислительно- восстановительные реакции. Виды окислительно- восстановительных реакций.
ОВР – реакции, сопроваждающиеся переходом электроном от одних атомов или ионов к другим (реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов)
Типы ОВР:
1) Межмолекулярного окислительно – восстановительные реакции, когда окислитель находится в одной молекуле, а восстановитель в другой.
Реакции конпропорционирования - разновидность межмолекулярного окисления - восстановления - это реакции, в которых окисдителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента, но в разных степенях окисления.
2) Самоокислительно – самовосстановительные – реакции, в ходе которых часть общего количества элемента окисляется, а другая часть – восстанавливается, характерно для элементов, имеющих промежуточную степень окисления.
3) Внутримолекулярный окислительно – восстановительный процесс – когда составная часть молекулы служит окислителем, а другая восстановителем.
40. Важнейшие окислители и восстановители. Окислительно- восстановительная двойственность.
Окислитель — вещество, в состав которого входят атомы, присоединяющие во время химической реакции электроны.
Восстановители, вещества, отдающие электроны в окислит.-восстановит. реакциях.
Типичные окислители:
1) Cl2, Br2, F2, I2, O, O2
2) Соединения, где элементы с высшей степенью окисления (определяется номером группы)
KmnO4, K2Cr2O7, H2SO4, HNO3. KClO3
3) Катион H+ и ионы металлов в их высшей степени окисления
Sn +4, Cu +2, Fe +3
Типичные восстановители:
1) Металлы
2) Соединения, где элементы проявляют низшую степень окисления (H2S, NH3, HCl)
3) Ионы металлов в низших степенях окисления(Sn +2, Cr +3, Fe +2)
Окислительно-восстановительная двойственность – это способность атома, находящегося в промежуточной степени окисления, быть как восстановителем, так и окислителем, в зависимости от того, с каким веществом он реагирует.
41. Стандартные электродные потенциалы. Направление протекания окислительно восстановительных реакций.
Стандартный электродный потенциал-это потенциал электрода при стандартных условиях, его обозначают символом Е°.
Окислительно-восстановительная реакция будет самопроизвольно протекать в таком направлении, при котором полуреакция с более высоким значением окислительно-восстановительного потенциала выступает в качестве окислителя по отношению к полуреакции с более низким потенциалом.
Направление ОВР можно определять по электродвижущей силе реакции(ΔЕ), которая связана с изменением энергии Гиббса реакции ΔG соотношением:
-ΔG=nFΔE
n–число электронов;F – постоянная Фарадея(9,65 * 104 Кл/моль)
