Logo GenDocs.ru

Поиск по сайту:  


Загрузка...

Билеты по химии 1семестр - файл 17593_shpory_po_himii_3_6_mullayanov.doc


Билеты по химии 1семестр
скачать (95 kb.)

Доступные файлы (3):

17593_shpory_po_himii_3_6_mullayanov.doc122kb.13.01.2010 16:50скачать
17602_shpory_po_himii_4_6_mullayanov.doc87kb.13.01.2010 16:51скачать
17606_shpory_po_himii_6_6_mullayanov.doc200kb.13.01.2010 16:52скачать

содержание
Загрузка...

17593_shpory_po_himii_3_6_mullayanov.doc

Реклама MarketGid:
Загрузка...
1.Строение атома. Модель Резерфорда-Бора.

Строение атома.

В результате экспериментов, посвященных выяснению строения атома, было установлено, что атомы состоят из положительно заряженных ядер и электронной оболочки. Заряд ядра атома определяется находящимися в нем положительно заряженными частицами-протонами. Например, заряд ядра атома фтора равен +9. Из этого следует, что в состав ядра атома фтора входит девять протонов. Почему числом протонов в ядре отмечаются атомы разных элементов? По сравнению с протонами и нейтронами электроны имеют несравнимо меньшую массу, поэтому массу всего атома считают, принимая во внимание находящиеся в ядре нейтроны и протоны. При расчете числа протонов и нейтронов, находящихся в ядре протонов, необходимо учесть, что масса протона приблизительно равна массе нейтрона. Таким образом, масса атома считается равной суммарной массе находящихся в ядре протонов и нейтронов. Так если в состав атома кремния входит 14 нейтронов и 14 протонов то атомная масса кремния будет равна 28.Если известны заряд атома, то можно рассчитать, сколько нейтронов находится в ядре. Например, заряд ядра атома бора равен +5, а относительная атомная масса 11. Это означает, что в ядре находится, пять протонов и 11-5=6 нейтронов. Число электронов, составляющих электронную оболочку атома, равно числу протонов, входящих в состав атомного ядра (атом электронейтрален). Это следует из того, что заряд электрона численно равен заряду протона. Таким образом, атомный номер элемента показывает число электронов, составляющих электронную оболочку атома. Например, атомный номер кислорода равен 8. Электронную оболочку атома кислорода составляют восемь электронов. Необходимо помнить, что электроны располагаются в атоме не как угодно, а по слоям. Зная номер периода, можно определить число электронных слоев атома, на которых находятся электроны. Так, если рубидий находится в пятом периоде, то электроны этого элемента располагаются на пяти электронных слоях.

Модели атома(Морозова, Резерфорда, Бора) В 1900 г. М. Планк (Германия) высказал предположение, что вещества поглощают и испускают энергию дис­кретными порциями, названными им квантами. Энергия кванта Е пропорциональна частоте излучения (колебания) v:где h - постоянная Планка (6, 626*10"-34 Дж-с.); v = с /Лямбда, с — скорость света; X — длина волны.

В 1910 г. В лаборатории Э. Резерфорда (Англия) в опытах по бомбардировке металлической фольги α-частицами было установлено, что некоторые α-частицы рассеиваются фольгой. Отсюда Резерфорд заключил, что в центре атома существует положительно заряженное ядро малого размера, окруженное электронами. Наличие положительного ядра в атоме получило подтверждение в дальнейших экспериментах. Радиусы ядер лежат в пределах 10-14—10-15 м, т.е. в 104—105 раз меньше размера атома. Резерфорд предсказал существование протона и его массу, которая в 1800 раз превышает массу электрона. В этом же 1910 г Резерфорд предложил ядерную планетарную модель атома, состоящего из тяжелого ядра, вокруг которого двигаются по орбиталям электроны, подобно планетам солнечной системы. Однако, как показывает теория электромагнитного поля, электроны в этом случае должны двигаться по спирали, непрерывно излучая энергию, и падать на ядро.

В 1910 г. датский ученый Н.Бор, используя модель Резерфорда и теорию Планка, предложил модель строения атома водорода, соглас­но которой электроны двигаются вокруг ядра не по любым, а лишь по разрешенным орбитам, на которых электрон обладает определенны­ми энергиями. При переходе электрона с одной орбиты на другую атом поглощает или испускает энергию в виде квантов. Каждая орби­та имеет номер п (1, 2, 3, 4, ...), который назвали главным квантовым числом.

^ Вопрос 2. Постулаты Бора, радиус, энергия, уравнение Бора.

Бор вычислил радиусы орбит. Радиус первой орбиты был 5,29-10"13 м, радиус других орбит был равен: rn = n2(5,29-10-13).Энергия электрона (эВ) зависела от значения главного квантового числа п:

En=-13,6(1/n2).Отрицательный знак энергии означает устойчивость системы, ко­торая тем более устойчива, чем ниже (чем более отрицательна) ее энергия. Атом водорода обладает минимальной энергией, когда элек­трон находится на первой орбите (п=1). Такое состояние называется основным. При переходе электрона на более высокие орбиты атом становится возбужденным. Такое состояние атома неустойчиво. При переходе с верхней орбиты на нижнюю атом излучает квант света, что экспериментально обнаруживается в виде серий атомного спектра. Значения п и т в уравнении соответству­ют значениям главных квантовых чисел, с которых электрон перехо­дит (т) и на которые электрон пе­реходит (п).Теория Бора позволила рассчитать энергию электронов, значения квантов энергии, испускаемых при переходе электрона с одного уров­ня на другой. Теория Бора получила экспе­риментальное подтверждение, но она не смогла объяснить пове­дение электрона в магнитном поле и все атомные спектральные линии. Теория Бора оказалась не­пригодной для многоэлектронных атомов. Возникла необходимость в новой модели атома, основанной на открытиях в микромире.

Уравнение Бора E=h*v где h- постоянная Планка (6.626*10-34) v=с/λ, с –скорость света λ-длина волны.

^ 2.Уравнение Шредингера. Следствие из решения уравнения Шредингера.

Принцип неопределенности Гейзенберга. Волновая функция. Волновое уравнение Шредингера.

В 1927 г. В. Гейзенберг (Германия) постулировал принцип неопределенности, согласно которому положение и импульс движения субатомной частицы (микрочастицы) принципиально невозможно определить в любой момент времени можно определить только лишь одно из этих свойств. Волновая функция есть трехмерная амплитуда ψ(x,y,z)= a sin 2π l/λ.

Физический смысл имеет квадрат волновой функции |ψ|2, что свидетельствует о нахождении в данной точке.

Э. Шредингер (Австралия) в 1926 г. Вывел математическое описание поведение электрона в атоме.


3.Периодическая таблица Д.И. Менделеева в свете строения атома.

Периодическая система Д. И. Менделеева и электронная структура атомов.

В 1869 г. Д. И. Менделеев сообщил об открытии периодического закона, современная формулировка которого сле­дующая: свойство элементов, а также формы и свойства их соеди­нений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов. Наглядным выражением закона служит периодическая сис­тема Д. И. Менделеева. К настоящему времени предложено большое число вариантов системы. У каждого последую­щего элемента периодической системы на один электрон больше, чем у предыдущего. Первый период состоит из двух элементов: водорода и ге­лия. Атомом гелия заканчивается формирование K-оболочки атома, обозначим ее [Не]. Электрон, который последним заполняет орбитали атома, называется формирующим, и элемент относится к группе, называемой по формирующему электрону. В данном случае оба эле­мента имеют формирующие s-электроны и соответственно называют­ся s-элементами. У элементов второго периода формируется L-оболочка, заполняются s- и p-подоболочки. Формирующими электронами у первых двух элементов являются s-электроны, поэтому Li и Be отно­сятся к s-элементам. Остальные шесть элементов периода входят в число р-элементов, так как формирование их орбиталей заканчи вается p-электроном. У элемента Ne полностью заполнена 2р-подоболочка, обозначим его электронную конфигурацию как [Ne].Третий период начинается с натрия, электронная конфигу­рация которого 1s22s22p63s1 и заканчивается аргоном с электронной конфигурацией 1s22s22p63s2 3p6[Аr]. Хотя в третьем уровне (оболочка М) имеется подоболочка 3d которая остается незаполненной, в чет­вертом периоде начинает формироваться следующая оболочка N (n=4) и период начинается с s-элемента калия, [Аr]4s1. Это обу­словлено тем, что энергия подуровня 4s несколько ниже, чем энергия подуровня 3d (см. рис. 1.5). В соответствие с правилом Клечковского n+1 у 4s(4) ниже, чем n+1 у 3d(5). После заполнения 4s-подоболочки заполняется 3d-подоболочка. Элементы от Sc [Ar] 3d1 4s2 до Zn [Ar] 3d |04s2, имеющие формирующие d-электроны, относятся к d-элементам. У хрома на 4s-подоболочке остается один электрон, а на 3d-подоболочке вместо четырех оказывается пять d-электронов. Такое явление получило название «провала» электрона с s- на d-подоболочку. Это обусловлено более низкой энергией конфигурации 3d54s] по сравнению с конфигу­рацией 3d44s2. «Провал» электронов наблюдается и у других атомов, например у атомов Си, Nb, Mo, Pt, Pd Четвертый период завершается формированием подоболочки 4р у криптона [Аг] 3d 104s24p6 или [Кг]. Всего в четвертом периоде 18 элементов.Пятый период аналогичен четвертому периоду. Он начина­ется с s-элемента рубидия [Кг] 5s1 и заканчивается p-элементом ксеноном [Кr] 4d105s25p6 или [Хе] и включает в себя десять 4d-элементов от иттрия до кадмия. Всего в пятом периоде 18 элементов.В шестом периоде, как и в пятом, после заполнения s-подо-болочки начинается формирование d-подоболочки предвнешнего уровня у лантана. Однако, у следующего элемента энергетически выгоднее форми­рование 4f-подоболочки по сравнению с 5d-подоболочкой. Поэтому после лантана следует 14 лантаноидов с формирующими f-электронами, т.е.f-элементов от церия Се [Хе] 4f25d°6s2 до лютеция Lu [Хе] 4f145dl6s2. Затем продолжается заполнение оставшихся орбиталей в 5d-подоболочке и 6p-подоболочке. Период завершает радон [Хе] 4f145d°6s26p6 или [Rn]. Таким образом период имеет 32 элемента: два s-элемента, шесть p-элементов, десять d-элементов и четырнадцать/элементов.Седьмой период начинается и продолжается аналогично шестому периоду, однако формирование его не завершено. Он также имеет вставную декаду из d-элементов и четырнадцать 5/элементов (актиноидов). К настоящему времени известно 110 элементов, в том числе семь 6d-элементов.

^ 7.Химическая связь. Типы связи. Краткая характеристика.

Параметры химической связи: энергия, длина, валентный угол.

Количество энергии, выделяющееся при образовании химической связи, называется энергией химической связи Eсв. Она имеет единицу измерения кДж/моль. Для многоатомных соединений с однотипными связями за энергию связи принимается среднее ее значение, рассчитанное делением энергии образования соединения из атомов на число связей. Важной характеристикой химической связи является ее длина lсв, равная расстоянию между ядрами в соединении. Она зависит от размеров электронных оболочек и степени их перекрывания. Имеется определенная корреляция между длиной и энергией связи: с уменьшением длины связи обычно расчет энергии связи и соответственно устойчивость молекул. Количественно направленность выражается в виде валентных углов между направлениями химической связи в молекулах и твердых телах.

^ 8.Ковалентная связь. Условия ее образования.

Ковалентная связь Механизм образования по Льюису.

Cвязь между атомами возникает при перекрывании их атомных орбиталей с образованием молекулярных орбиталей (МО). Различают два механизма образования ковалентной связи.

ОБМЕННЫЙ МЕХАНИЗМ - в образовании связи участвуют одноэлектронные атомные орбитали, т.е. каждый из атомов предоставляет в общее пользование по одному электрону:
ДOНОРНО-АКЦЕПТОРНЫЙ МЕХАНИЗМ - образование связи происходит за счет пары электронов атома-донора и вакантной орбитали атома-акцептора: \\

Характеристики ковалентной связи не зависят от механизма ее образования.




Свойства ковалентной связи: насыщаемость, направленность, гибридизация, кратность.

Особенностями ковалентной связи являются ее направленность и насыщаемость. Так как атомные орбитали пространственно ориентированы, то перекрывание электронных облаков происходит по определенным направлениям, что обусловливает направленность ковалентной связи. Количественно направленность выражается в виде валентных углов между направлениями химической связи в молекулах и твердых телах. Насыщаемость ковалентной связи вызывается ограничением числа электронов, находящихся на внешней оболочках, которые могут участвовать в образовании ковалентной связи.

Неполярная связь, полярная связь.

Полярность ковалентной связи. Если ковалентная связь образо­вана одинаковыми атомами, например Н—Н, О=О, Сl—Сl, N=N, то обобществленные электроны равномерно распределены между ними. Такая связь называется ковалентной неполярной связью . Если же один из атомов сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается в сторону этого атома. В этом случае возникает полярная ковалентная связь. Критерием спо­собности атома притягивать электрон может служить электроотрица­тельность. Чем выше ЭО у атома, тем более вероятно смещение элек­тронной пары в сторону ядра данного атома. Поэтому разность электроотрицательности атомов характеризует полярность связи.

Ковалентная неполярная связь.

При взаимодействии атомов с одинаковой электроотрицательностью образуются молекулы с ковалентной неполярной связью. Такая связь существует в молекулах следующих простых веществ: H2, F2, Cl2, O2, N2. Химические связи в этих газах образованы посредством общих электронных пар, т.е. при перекрывании соответствующих электронных облаков, обусловленном электронно-ядерным взаимодействием, которые осуществляет при сближении атомов.

Составляя электронные формулы веществ, следует помнить, что каждая общая электронная пара – это условное изображение повышенной электронной плотности, возникающей в результате перекрывания соответствующих электронных облаков.

Ковалентная полярная связь.

При взаимодействии атомов, значение электроотрецательностей которых отличаются, но не резко, происходит смещение общей электронной пары к более электроотрицательному атому. Это наиболее распространенный тип химической связи, которой встречается как в неорганических, так и органических соединениях.

К ковалентным связям в полной мере относятся и те связи, которые образованы по донорно-акцепторному механизму, например в ионах гидроксония и аммония.


^ 9.Ионная связь. Условия ее образования и характеристика.

Ионная связь.

Ионная связь образуется при взаимодействии атомов, которые резко отличаются друг от друга по электроотрицательности. Например, типичные металлы литий(Li), натрий(Na), калий(K), кальций (Ca), стронций(Sr), барий(Ba) образуют ионную связь с типичными неметаллами, в основном с галогенами. Кроме галогенидов щелочных металлов, ионная связь также образуется в таких соединениях, как щелочи и соли. Например, в гидроксиде натрия(NaOH) и сульфате натрия(Na2SO4) ионные связи существуют только между атомами натрия и кислорода (остальные связи – ковалентные полярные).­­­­­­­­­

^ 11.Описание ковалентной связи методом валентной связи (ВС).

Метод валентных связей.

Метод валентных связей впервые был использован в 1927 г. Немецким учеными В. Гейтлером и Ф. Лондоном, которые провели квантово-механический расчет атома водорода. В методе ВС предполагается, что атомы в молекуле сохраняют свою индивидуальность. Электронная пара заселяет орбиталь то одного, то другого атома. Гейтлер и Лондон показали, что при сближении двух атомов водорода с антипаралельными спинами происходит уменьшение энергии системы, что обусловлено увеличением электронной плотности в пространстве между ядрами взаимодействующих атомов. При сближении атомов с параллельными спинами энергия системы возрастает и молекула в этом случае не образуется. Метод ВС базируется на следующих основных положениях: 1) химическая связь между двумя атомами возникает как результат перекрывания АО с образованием электронных пар. 2) атомы, вступающие в химическую связь, обмениваются между собой электронами, которые образуют связывающие пары. Энергия обмена электронами между атомами вносит основной вклад в энергию химической связи. Дополнительный вклад дают кулоновские силы взаимодействия частиц. 3) в соответствии с принципом Паули химическая связь образуется лишь при взаимодействии электронов с антипаралельными спинами. 4) характеристики химической связи определяются типом перекрывания АО.

12.Описание ковалентной связи методом молекулярной орбитали (МО).

^ МЕТОД МОЛЕКУЛЯРНЫХ ОРБИТАЛЕЙ

Рассмотренный метод ВС обладает многими достоинствами. Он относительно прост и нагляден и позволяет предсказывать свойства многих молекул, таких как пространственная конфигурация, поляр­ность, энергия и длина связей и др. Однако свойства некоторых мо­лекул и ионов метод ВС объяснить не в состоянии. В методе ВС по­стулируется участие в образовании связей пары электронов, в то же время существуют свободные радикалы, молекулярные ионы, такие как Н2, Не2, О2, которые имеют неспаренные электроны. О наличии неспаренных электронов можно судить по магнитным свойствам ве­ществ. Вещества, имеющие неспаренные электроны, парамагнитные, т.е. втягиваются в магнитное поле. Вещества, не имеющие неспарен­ных электронов, диамагнитные, т.е. выталкиваются из магнитного поля. Согласно методу ВС молекула кислорода не имеет неспарен­ных электронов, между тем кислород парамагнитен.

Более общим является метод молекулярных орбиталей (МО), по­зволяющий объяснить ряд явлений и фактов непонятных с точки зре­ния метода ВС.Основные понятия. Согласно методу МО электроны в молеку-. лах распределены по молекулярным орбиталям, которые подобно ( атомным орбиталям (АО) характеризуются определенной энергией (энергетическим уровнем) и формой. В отличие от АО молекулярные орбитали охватывают не один атом, а всю молекулу, т.е. являются двух- или многоцентровыми. Если в методе ВС атомы молекул со­храняют определенную индивидуальность, то в методе МО молекула рассматривается как единая система.

Наиболее широко в методе МО используется линейная комбина­ция атомных орбиталей (ЛКАО). При этом соблюдается несколько правил.

1. Число МО равно общему числу АО, из которых комбини­руются МО.Энергия одних МО оказывается выше, других — ниже энергии исходных АО. Средняя энергия МО, полученных из набора АО, при­близительно совпадает со средней энергией этих АО.

3. Электроны заполняют МО, как и АО, в порядке возрастания энер­гии, при этом соблюдается принцип запрета Паули и правило Гунда.

4. Наиболее эффективно комбинируются АО с теми АО, которые характеризуются сопоставимыми энергиями и соответствующей симметрией.5. Как и в методе ВС, прочность связи в методе МО пропор­циональна степени перекрывания атомных орбиталей.

^ 13.Основные понятия химической термодинамики Внутренняя энергия и энтальпия.

Термодинамические параметры. T,P,V. Внутренняя энергия.

Внутренняя энергия, теплота и работа. При проведении хим.реакции изм-ся внутр.энергия системы U.Внутр.энергия вкл. В себя все виды энергии системы (энергию движения и взаимодействия молекул, атомов, ядер и других частиц, внутриядерную и другие виды энергии), кроме кинетической энергии движения системы, как целого, и потенциальной энергии ее положе­ния. Как и любая характеристическая функция, внутренняя энергия зависит от состояния системы. Внутреннюю энергию нельзя изме­рить. Она представляет собой способность системы к совершению ра­боты или передаче теплоты. Однако, можно определить ее изменение dU при переходе из одного состояния в другое:dU=U2-U1, где U2 и U1 — внутренняя энергия системы в конечном и начальном состояниях. Значение dU положительно (dU > 0), если внутренняя энергия системы возрастает.Изменение внутренней энергии можно измерить с помощью ра­боты и теплоты, так как система может обмениваться с окружающей средой веществом или энергией в форме теплоты Q и работы W.Теплота Q представляет собой количественную меру хаотическо­го движения частиц данной системы или тела. Энергия более нагре­того тела в форме теплоты передается менее нагретому телу. При этом не происходит переноса вещества от одной системы к другой или от одного тела к другому.Работа W является количественной мерой направленного движе­ния частиц, мерой энергии, передаваемой от одной системы к другой за счет перемещения вещества от одной системы к другой под дейст­вием тех или иных сил, например гравитационных.Теплота и работа измеряются в джоулях (Дж), килоджоулях (кДж) и мегаджоулях (МДж) и т.д. Положительной (W> 0) считается работа, совершаемая системой против действия внешних сил, и теп­лота (Q > 0), подводимая к системе. В отличие от внутренней энер­гии, работа и теплота зависят от способа проведения процесса, т.е. они являются функциями пути.

^ 14.I закон термодинамики. Энтальпия образования химических соединений.

Первый закон термодинамики в применении к изобарному, изохорному, изотермическому, адиабатическому процессам.

Количественное соотношение между изменением внутренней энергии, теплотой и работой устанавливает первый закон тер­модинамики:Q = dU+W.

Выражение означает, что теплота, подведенная к системе, расходуется на приращение внутренней энергии системы и на работу системы над окружающей средой.

Первый закон термодинамики является формой выражения законa сохранения энергии. Согласно этому закону, энергия не может ни создаваться, ни исчезать, но может превращаться из одной формы в другую. Его справедливость доказана многовековым опытом человечества. Итак, любая система характеризуется внутренней энергией, мера-ми измерения которой служат теплота и работа. Приращение внут­ренней энергии системы в любом процессе равно сумме теплоты, подведенной к системе, и работы, которую совершают внешние силы над системой.

Стандартная энтальпия образования вещества. Теплоемкость изобарная, изохорная, удельная.

Энтальпия. Характеристическая функция U+pV=HНазывается энтальпией системы. Это одна из термодинамических функций, характеризующих систему, находящуюся при посто­янном давлении. Qp = H2 —H1,= dH.Как видно из уравнения, в случае изобарического процесса(p=const), теплота, подведенная к системе, равна изменению энтальпии системы. Энтальпия зависит от кол-ва в-ва,поэтому ее изменение (dH),обычно относят к 1 моль и выражают в кДж\моль.Т.о.,изменение энергии системы при изобарических процессах,харак-ют через энтальпии этих процессов dH

^ 15.Тепловые эффекты химических реакций и фазовых превращений. Закон Гесса. Термохимические расчеты.

Термохимические законы Гесса.

Закон Гесса. В 1841 году российский ученый Г.И.Гесс открыл за­кон, получивший его имя. Тепловой эффект реакции зависит от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути реакции, т.е. от числа и характера промежуточ­ных стадий. Закон Гесса лежит в основе термохимических расчетов. Однако рамки его действия ограничены изобарно-изотермическими и изохорно-изотермическими процессами. Проиллюстрируем закон Гесса на примере реакции сгорания метана:СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О (г),dH = - 802,34 кДж.Эту же реакцию можно провести через стадию образованияСО:СН4 + 3/2О2 = СО + 2Н2О (г), dH°2 = - 519,33 кДж, СО + 1/2O2 = СО2,dH°з = - 283,01 кДж,dH=dH1 + dH°3 = (- 519,33) кДж + (- 283,01) кДж = - 802,34 кДж. тепловой эффект реакции, протекающей по двум путям, одинаков. Так как энтальпия зависит от со. стояния системы, но не зависит от пути процесса, то, если при проведе­нии процесса система вернулась в ис­ходное состояние, суммарное изме­нение энтропии системы равно нулю (dH = 0). Процессы, в которых сис­тема после последовательных пре­вращений возвращается в исходное состояние, называются круговыми процессами или циклами. Метод циклов широко используется в термодинамических расчетах. Рассмотрим использование метода циклов на примере реакции взаимодействия метана с водяным паром. Исходная система:СН4 + 2 Н2О (г), р = const, Т = 298 К: Сh4 + 2Н2О (г) = СО + ЗН2 + Н2О (г), dH1 ;СО + Н2О (г) = СО2 + Н2, dH2; СО2 + 4Н2 = СН4 + 2Н2О (г), dH3.В результате этих трех реакций система вернулась в исходное со стояние, поэтому: Если известны любые два значения dH данного уравнения, можно определить третье. Например, известно dH°2 = -41,2 кДж/моль, dH°3 = -164,9 кДж/моль, тогда dH1=-dH°2 - dH°3 = + 41,2 + 164,9= = +206,1 кДж/моль. Итак, закон Гесса показывает, что каким бы путем не протекала реакция, ее тепловой эффект будет одинаков, если при этом не меня­ется конечное и исходное состояния системы. Энтальпия химических реакций. Закон Гесса позволяет рассчитать энтальпию химических реакций. Согласно следствию из закона Гесса, энтальпия химической реакции равна сумме энтальпии образования продуктов реакций за вычетом суммы энтальпий образова­ния веществ исходных с учетом стехиометрических коэффициентов Стандартный тепловой эффект реакции получения водорода из природного газа:

СН4 + 2Н2О(г) = СО2 + 4Н2 определяется по уравнению:

∆H0298 =∆Hco2 298 +4∆HH2 - ∆HCH4 -2∆HH2O

Подставляя значения величин энтальпий образования из приложения 2 (в кДж/моль), получаем dH°298 = -1-393,51+4-0-1(-74,85)-2(241,82) = +164,98 кДж/моль. Как видно, данная реакция является эндотермической.

^ 16.II закон термодинамики. Энергия Гиббса. Энтропия.

Энтропия химической реакции. Мерой неупорядоченности состояния системы служит термодинамическая функция, получившая название энтропии.

Состояние системы можно характеризовать микросостояниями составляющих ее частиц, т.е. их мгновенными координатами и ско­ростями различных видов движения в различных направлениях. Чис­ло микросостояний системы называется термодинамической вероятностью системы W. Так как число частиц в системе огромно (например, в 1 моль имеется 6,02-1023 частиц), то термодинамическая вероятность системы выражается огромными числами. Поэтому пользуются логарифмом термодинамической вероятности In W. Величина, равная RlnW = S, называется энтропией системы. отнесенной к одному молю вещества. Как и молярная постоянная R, энтропия имеет единицу измерения Дж/(моль-К). Энтропия

вещества в стандартном состоянии называется стандартной энтропией S0. В справочниках обычно приводится стандартная энтропия S{0}<298> при 298,15 К

Второй закон термодинамики для изолированных систем.

Второй закон термодинамики имеет несколько формулировок. Для систем, которые не обмениваются с окружающей средой ни энергией, ни веществом (изолированные системы), второй закон термодинамики имеет следующую формулировку: в изолированных системах самопроизвольно идут только такие процессы, которые сопровождаются возрастанием энтропии:. dS> 0. Второй закон термодинамики имеет статистический характер, т.е. справедлив лишь для систем, состоящих из очень большого числа частиц. Системы, в которых протекают химические реакции, не бывают изолированными, так как они сопровождаются изменением внутрен­ней энергии системы (тепловым эффектом реакции), т.е. система об­менивается энергией с окружающей средой. Химические реакции мо­гут протекать самопроизвольно и без возрастания энтропии, но при этом увеличивается энтропия окружающей среды. Например, хими­ческие реакции в организме любого существа сопровождаются уменьшением энтропии (происходит упорядочение системы). Однако организм получает энергию из окружающей среды (пища, воздух). Получение пищевых продуктов сопровождается возрастанием энтро­пии окружающей среды, т.е. жизнь каждого существа связана с воз­растанием энтропии. Однако, если в системе протекает химическая реакция, то система обменивается энергией с окружающей средой, т.е. не является изоли­рованной. Химические реакции обычно сопровождаются изменением. Как энтропии, так и энтальпии.

^ 18.Химическое равновесие. Константа равновесия. Связь ее с энергией Гиббса.

Химическое равновесие имеет динамический характер. Скорость реакции (число частиц, образующихся в единицу времени и единице объема) в прямом направлении равна скорости реакции в обратном направлении. В условиях химического равновесия концентрации (или парциальные давления в случае газов) исходных веществ и продуктов реакции не изменяются во времени и называются равновесными концентрациями (или парциальными давлениями) веществ. В дальнейшем равновесные концентрации будем обозначать символом вещества в квадратных скобках. Например, равновесные концентарции водорода и аммиака будут обозначаться [Н2] и [NH3].Равновесное парциальное давление будем обозначать индексом р.

Итак, термодинамическим условием химического равновесия является равенство энергии Гиббса химической реакции нулю, т.е. dG = 0 Константа химического равновесия. dG° = -RT ln([L]l [M]m / [D]d [В]b),[L], [M], [D], [В]равновесные концентрации соответствующих веществ; l, т, d и b показатели степени, равные стехиометрическим коэффициентам. Эти уравнения являются вариантами математического выражения закона действующих масс, открытого норвежскими учены­ми К.Гульдбергом и П.Вааге (1867). Закон действующих масс может быть сформулирован в следующем виде: отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, при Т = const является величиной постоянной. Например, для реакции синтеза аммиака: закон действующих масс имеет вид: Kc= [NH3]2/[N2][H2]3

^ 19.Скорость химических реакций (гомогенные и гетерогенные).

Концентрация. Скорость прямой и обратной реакции по закону действия масс (гомогенные, гетерогенные системы).

Скорость химической реакции равна изменению количества вещества в единицу времени в единице реакционного пространства. Гомогенной называется реакция протекающая в однородной среде. Гетерогенной называется реакция, протекающая на границе раздела фаз, например твердой и жидкой, твердой и газообразной. Vпрям= -dc\dτ Vобр= dc\dτ. Vпрям=Кпр[А]а*[В]в Vобр= Кобр[D]d*[L]l. Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ равных в коэффициентах перед формулами. Концентрация-это количество вещества в единице массы или объема.

^ 20.Влияние концентрации, давления и температуры на скорость реакции.

Влияние температуры на скорость реакции, правило Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса, теория столкновений Алексеева.

Повышение температуры ускоряет большинство реакций. Согласно правилу Вант-Гоффа при увеличении температуры на 10 К скорость многих реакций увеличивается в 2-4 раза V2 = V1T/ 10

Где V2 и V1 – скорость реакции при температурах Т2 и Т1 , γ – коэффициент, значение которого для эндотермической реакции выше, чем для экзотермической реакции. Для многих реакций γ лежит в пределах 2-4.

В 1889 г. Шведский учёный С. Аррениус на основании экспериментов вывел уравнение, которое носит его имя: K = K0e(-Ea/RT), K – константа скорости реакции, K0 – предэкспотенциальный множитель, e – это e. Ea – энергия активации.

Если при изменении температуры, концентрация реагентов остаётся постоянной то:

V = V0exp[-Ea/(RT)]

Ea/(2,3RT)=lgk/(1/T)
^ 21.Энергия активации, порядок и молекулярность реакции.

Энергия активации, понятие о промежуточном активированном комплекс.

Энергия, необходимая для перехода вещества в состояние активированного комплекса, называется энергией активации. Возможность образования активированного комплекса, а соответственно и хим. взаимодействия, определяется энергией молекул. Молекула, энергия которой достаточна для образования активированного комплекса, называется активной. С ростом температуры растёт доля этих частиц и соответственно скорость реакции. С увеличением энергии активации уменьшается доля активных молекул и скорость реакции

^ 27.Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации. Степень и константа диссоциации.

Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация.

Если процесссольватации протекает до стадии АВ(n+m)S  Ap+nS+Bq-mS, то система является раствором электролита, т.е имеет место электролитическая диссоциация с образованием ионов Уравнение электролитической реакции можно записать, опустив промежуточные стадии, указав лишь начальные и конечные продукты реакции. АВ(n+m)S  Ap+nS+Bq-mS Например, процесс диссоциации уксусной кислоты в воде протекает следующим образом: CH3COOH+(n+m)H2OCH3COOH- * nH2O+H+*mH2O. При растворении ионного соединения процесс сольвации, в результате которого происходит электролитическая диссоциация, может протекать практически необратимо: Ap+ Bq-+(n+m)S Ap+nS+ Bq-mS.

Однако часто в подобных уравнениях опускают молекулы растворителя (n+m)S, записывая х в таком виде Ap+ Bq- Ap++ Bq-/ Электролитическая диссоциация это распад молекулы с полярным или ионным типом связи под действием полярных молекул растворителя. Сильные электролиты это электролиты степень диссоциации которых составляет (100-30%) HCL KOH LiOH NaOH соли. Слабые электролиты альфа <0,3% HF HiS NH4OH H2CO3

Степень диссоциации, константа, изотонический коэффициент

В растворах некоторых электролитов диссоциирует лишь часть молекул. Для количественной характеристики электролитической диссоциации было введено понятие степени диссоциации. Отношение числа молекул, диссоциированных на ионы, к общему числу молекул растворённого электролита называется степенью диссоциации α.

Электролиты, степень диссоциации которых в растворах меньше единицы и уменьшается с ростом концентрации, называют слабыми электролитами. К ним относят воду, ряд кислот, основания p-, d-, f-элементов. В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо и, следовательно, к нему может быть применен закон действующих масс. Так, для процесса диссоциации кислоты HA ↔ H + A константа равновесия Кс равна Кс = Кд = ([H][A])/[HA].

Константа равновесия для процесса диссоциации называется константой диссоциации Кд. Например, константа диссоциации уксусной кислоты CH3COOH равна

Кд = ([H][CH3COO])/[CH3COOH]. C повышением температуры константа диссоциации обычно уменьшается, что в соответствие с принципов Ле-Шателье свидетельствует об экзотермическим характере реакции. Константа диссоциации указывает на прочность молекул в данном растворе. Чем меньше константа диссоциации в данном растворителе, тем слабее диссоциирует электролит и тем, следовательно, устойчивее его молекулы. Степень диссоциации α изменяется с концентрацией раствора. Рассмотрим зависимость степень диссоциации от концентрации слабого электролита на примере уксусной кислоты.

CH3COOH ↔ CH3COO + H. Принимая исходную концентрацию кислоты равной c, а степень диссоциации α, получаем, что концентрация части кислоты, которая диссоциирована, будет равна αc. Концентрация кислоты, оставшейся в недиссоциированном состоянии, будет равна c – αс = c(1 – α). Подставив значения равновесных концентраций ионов и кислоты в уравнение константы диссоциации, получим: Кд = (α²c²)/c(1 – α) = (α²c)/(1-α) = α²/(1-α)V, где V = 1/c. Это уравнение было получено Оствальдом и называется законом Оствальда. Если α << 1, то уравнение упрощается: Кд ≈ α²c и α≈√Кд/c. Это уравнение называется законом разбавления Оствальда. Из него следует, что степень диссоциации уменьшается с увеличением концентрации слабого электролита. Изотонический коэффициент характерезует отклонение от законов идеальных растворов вследствие электролдитической диссоциации электролитов.

^ 28.Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель, pH. Кислотно-основные индикаторы.

Ионное произведение воды, водородный показатель. Произведение растворимости.

Тщательно очищенная от посторонних примесей вода обладает определённой, хотя и незначительной, электрической проводимостью, заметно возрастающей с повышением температуры. Наличие электрической проводимости может быть объяснено только тем, что молекулы воды, частично распадаются на ионы, т.е. H2O является слабым электролитом. Процесс диссоциации воды может быть записан

H2O + H2O ↔ H3O+ + OH¯. Этот процесс называется самоионизацией или автопротолизом. Реакцию воды часто записывают в более простом виде:H2O ↔ H+ + OH¯. Константа диссоциации воды может быть вычислена по уравнению

Кд = (aH aOH)/aH2O (1). Учитывая, что при комнатной температуре на ионы распадается лишь одна из примерно 108 молекул воды, активности ионов в уравнении могут быть заменены их концентрациями , а концентрацию нераспавшихся молекул воды можно считать равной общей концентрации молекул воды. Концентрацию молекул можно рассчитать, разделив массу 1 л воды на массу её моля: 1000/18 = 55,5 моль/л. Считая эту величину постоянной, можно уравнение (1) записать в виде: [H+] [OH¯] = Кд 55,5 = Кв, где Кв – ионное произведение воды. При расчётах связанных с водными растворами электролитов, используют не концентрации, активности ионов: aH·aOH = Кв.

Водородным показателем, или pH, называется взятый с обратным знаком десятичный логарифм активности ионов водорода в растворе: pH = - lg aH. Водородный показатель определяет характер реакции раствора. При pH<7 реакция раствора кислая, при pH>7 – щелочная, при pH=7 – реакция нейтральная. Водородный показатель имеет важное значение для понимания большинства процессов, протекающих в жидкой фазе, так как ионы H+ и OH¯ непосредственно участвуют во многих из этих процессов. Кроме того, эти ионы являются гомогенными катализаторами многих реакций. Величина pH может служить критерием силы кислоты или основания. Водородный показатель играет важную роль в жизнедеятельности организма, так в норме pH сыворотки крови равен 7,40 ± 0,05, слёз – 7,4 ± 0,1. отклонение pH от нормальных значений приводит к расстройству деятельности организма. Существенно влияние на урожайность оказывает pH почвы, на экологию водоёма – pH воды.

Подавляющее большинство веществ обладает ограниченной растворимостью в воде и других растворителях. Поэтому на практике часто приходится встречаться с системами, в которых в состоянии равновесия находят осадок и насыщенный раствор электролита. Вследствие динамического характера равновесия скорость процесса растворения осадка будет совпадать со скоростью обратного процесса кристаллизации.

AnBm(т) ↔ nAm+ + mBn-.

Произведение активностей ионов электролита, содержащихся в его насыщенном растворе при данной температуре, есть величина постоянная. Эту величину называют произведением растворимости электролита и обозначают ПР. как константа равновесия, произведение растворимости зависит от природы растворённого вещества и растворителя, а также от температуры и не зависит от активностей ионов в растворе.

Связь между ПР и растворимостью cp выразиться уравнением:

ПР=(nCрАm+)n(mCрBn-)m

^ 30.Гидролиз солей; факторы, влияющие на процесс гидролиза. pH – гидратообразования.

Гидролиз солей, константа гидролиза. Реакция среды; pH гидратообразования.

Гидролизом солей называют реакции обмена между водой и растворенными в ней солями. В результате протекания процесса гидролиза соли растворе появляется некоторое избыточное количество ионов H+ и OH¯, сообщающее раствору кислотные или щелочные свойства. Таким образом, процесс гидролиза соли во многом обратен процессу нейтрализации, т.е. процессу взаимодействия кислот с основаниями. Гидролизу не подвергаются соли, образованные сильными кислотами и основаниями, например KCl.
^ 31.Коллоиды: отличительные свойства коллоидных систем.

Классификация дисперсных систем.

Все дисперсные системы состоят из сплошной фазы, называемой дисперсионной средой, и прерывистой фазы (частиц), называемой дисперсной фазой. В зависимости от размера частиц дисперсные системы подразделяют на группы:

взвеси (суспензии, эмульсии), у которых частицы имеют размер 1000 нм (10-6 м) и более;

коллоидные системы, размер частиц которых лежит в пределах от 1 до 500 нм (10-9 м – 5 ·10-7 м).

дисперсные системы также классифицируются по агрегатным состояниям дисперсной фазы и дисперсионной среды (аэрозоль, пена, эмульсия, золь, твёрдая эмульсия, гель)


Скачать файл (95 kb.)

Поиск по сайту:  

© gendocs.ru
При копировании укажите ссылку.
обратиться к администрации
Рейтинг@Mail.ru