Logo GenDocs.ru

Поиск по сайту:  

Загрузка...

Кузьмина О.В., Кузьмин Д.Л. Краткое справочное пособие по химии (методическое пособие) - файл n1.doc


Кузьмина О.В., Кузьмин Д.Л. Краткое справочное пособие по химии (методическое пособие)
скачать (474.6 kb.)

Доступные файлы (1):

n1.doc1776kb.30.08.2007 00:59скачать

Загрузка...

n1.doc

  1   2
Реклама MarketGid:
Загрузка...


Министерство образования и науки РФ

Федеральное агентство по образованию

Московский государственный открытый университет

Чебоксарский институт (филиал)

Кафедра

«Технология конструкционных материалов

и литейное производство»

КУЗЬМИНА О. В., КУЗЬМИН Д. Л.

КРАТКОЕ СПРАВОЧНОЕ ПОСОБИЕ

ПО ХИМИИ
(методическое пособие)

Чебоксары – 2007

УДК 54(07)
Краткое справочное пособие по химии. Кузьмина О.В., Кузьмин Д.Л., ЧИ(ф) МГОУ, Чебоксары, 2007 г. – 52 с.


Данное пособие разработано в помощь студентам нехимических специальностей, изучающих химию. В первой части представлены наиболее значимые понятия, определения, термины и закономерности по основным разделам химии. Пособие содержит много обобщающих таблиц, схем, которые помогают наилучшему усвоению и повторению учебного материала. В конце первой части приведен список умений и навыков, которыми должен обладать студент, освоивший курс химии, и представляет собой минимум требований к уровню знаний студентов. Во второй части собран и представлен справочный материал, необходимый при решении задач и выполнении лабораторных работ.

Научный редактор: Илларионов И. Е., заведующий кафедрой «Технология конструкционных материалов и литейное производство», доктор технических наук, профессор.

Рецензенты: Решетников А. В., кандидат химических наук, ЧИ(ф) МГОУ

Федоров А.Ф., кандидат технических наук, зав. кафедрой «Материаловедение и экология», ЧувГУ


Утверждено методическим cоветом ЧИ(ф) МГОУ.

ЧАСТЬ 1

1. Строение атома

Атом – это электронейтральная система, состоящая из положительно заряженного ядра и вращающихся в его поле отрицательно заряженных электронов. Положительный заряд ядра, равный числу протонов, полностью скомпенсирован суммарным отрицательным зарядом электронов.

Размеры атома: ? 10–8 см

Размеры ядра: ? 10–12 – 10–13 см

Плотность ядерного вещества: ? 1014 г/см3

Субатомные частицы

Частица

Масса,

Заряд,

услов. ед.

Автор

открытия (дата)

г

а.е.м.

Электрон

Протон

Нейтрон

9,11010–28

1,67310–24

1,67510–24

0

1

1

–1

+1

0

Томпсон (1897) Резерфорд (1914) Чедвик (1932)

Ядро

Обозначения нуклида:

верхний индекс - массовое число нуклида, соответствует сумме протонов и нейтронов.

нижний индекс - атомный номер соответствующего элемента, соответствует числу протонов и заряду ядра.

Пример: изотоп хлора .

Квантовые числа



Название

Обозначение

Принимаемые значения

Что характеризует

1

Главное

n

1, 2, 3, ... ~

энергетический уровень

2

Орбитальное

l

0, 1, 2, 3 ... n -1

s p d f

форма орбитали, энергетический подуровень

3

Магнитное

ml

-l, ..., -1, 0, +1, ..,+ l

пространственная ориентация орбитали

4

Спиновое

ms

+Ѕ, -Ѕ

собственный импульс электрона
Электронные формулы атомов

Чтобы составить электронную формулу атома, необходимо знать сле­дующее:

1. Систему обозначений: nlх (n – номер энергетического уровня: 1, 2, 3, ...; l - буквенное обозначение подуровня: s, p, d, f; x - число электронов).

Примеры: 5s2 – два электрона на s-подуровне пятого энергетического уровня (n = 5, l = 0), 4d8 - восемь электронов на d-подуровне четвертого энергетического уровня (n = 4, l = 2).

2. Последовательность заполнения энергетических подуровней (ряд Клечковского): 1s < 2s < 2р < 3s < 3р < 4s < 3d < 4р < 5s < 4d < 5р < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f... (каждый подуровень заполняется только после того, как полностью застроится предыдущий в этом ряду).

3. Максимальную емкость подуровней:


s – 2 электрона

d – 10 электронов

р – 6 электронов

f – 14 электронов


Пример: электронная формула атома хлора представляет собой распреде­ление семнадцати электронов данного атома по энергетическим подуровням и имеет вид: 17Cl 1s22s22p63s23p5.
Распределение электронов по квантовым ячейкам

Квантовые ячейки






















s-подуровень




























p-подуровень




























d-подуровень




























f-подуровень








В соответствии с правилом Хунда и принципом Паули: первоначально каждому электрону предоставляется отдельная квантовая ячейка (неспаренные электроны с парал­лельными спинами), следующие электроны поступают в уже занятые ячейки, для них значения ms имеют противоположный знак - спаренные электроны).

Обозначения: ? ms = + Ѕ, ? ms = – Ѕ

Примеры: 6 электронов занимают квантовые ячейки f-подуровня:


?

?

?

?

?

?




f-подуровень


для девяти электронов схема приобретает вид:


??

??

?

?

?

?

?

f-подуровень


Электронно-графические формулы атомов




??




??




??

??

??




??




??

??

?



1s2




2s2







2p6







3s2







3p5




Валентные электроны – электроны внешнего энергетического уровня, а также предпоследнего d-подуровня, если он застроен не полностью.
2. Периодическая система Д.И. Менделеева

Периоды – горизонтальные строки элементов.

Группы – вертикальные столбцы элементов.

Подгруппы – А - главные (s- и р-элементы) и В - побочные (d- и f-элементы).

Номер периода – номер внешнего энергетического уровня в электронной формуле атома элемента.

Номер группы (для большинства элементов) – общее число валентных электронов (электронов внешнего энергетического уровня, а также предпо­следнего d-подуровня, если он застроен не полностью).

Число элементов в периоде – максимальная емкость соответствующего энергетического уровня:

1 период – 2 элемента (1s2)

2 период – 8 элементов (2s22p6)

3 период – 8 элементов (3s23p6)

4 период – 18 элементов (4s23d104p6)

5 период – 18 элементов (5s24d105p6)

6 период – 32 элемента (6s24f145d106p6)

7 период – не завершен

Построение периодов в начале: два s-элемента, в конце: шесть р- элементов. В четвертом и пятом периодах между ними помещается по десять d-элементов, а в шестом и седьмом к ним добавляются четырнадцать f-элементов.

В периоде – свойства элементов различаются между собой, т.к. электронные конфигурации валентных электронов их атомов различны.

В подгруппе – свойства элементов сходны между собой, т.к. электронные конфигурации валентных электронов их атомов сходны.

Причина периодичности свойств элементов заключается в перио­дической повторяемости сходных электронных конфигураций внешних энергетических уровней.
Классификация химических элементов по электронным конфигура­циям их атомов (электронные семейства)

Название семейства

Тип конфигурации

Застраиваемые подуровни

s - элементы

ns1–2

внешний (n) s-подуровень

p - элементы

ns2 np1–6

внешний (n) р-подуровень

d - элементы

(n-1)d1–10 ns1–2

предвнешний (n–1 )

d-подуровень

f - элементы

(n-2)f1–14 (n-1)d1–10 ns1–2

третий снаружи (n–2)

f-подуровень


Классификация химических элементов по свойствам

Металлы – элементы главных подгрупп с числом валентных электронов от 1 до 3 (подгруппы IA, IIA, IIIА, кроме элемента бора), а также германий, олово, свинец, сурьма, висмут и полоний.

Неметаллы – бор и элементы главных подгрупп с числом валентных электронов от 4 до 7 (подгруппы IVA, VA, VIA, VIIA) кроме германия, олова, свинца, сурьмы, висмута и полония.

Переходные элементы – элементы побочных подгрупп (IB-VIIB); в виде простых веществ ведут себя как металлы.

Благородные газы – элементы подгруппы VIIIA, полностью застро­енные энергетические подуровни s2p6, для гелия s2.

Свойства элементов

Металлические свойства (восстановительная активность) – способность атомов элементов к отдаче электронов.

Неметаллические свойства (окислительная активность) – способность атомов элементов к присоединению электронов.

Энергия ионизации – минимальная энергия, необходимая для отрыва электрона от атома.

Энергия сродства к электрону – энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому.

Электроотрицательность – способность атомов элементов к смещению электронной плотности.

Атомный радиус – расстояние от ядра до максимальной электронной плотности внешних орбиталей атома.

Изменение свойств атомов в ПСЭ


Свойство атома

Направление изменения свойства атома (усиление или ослабление)

в периодах

в группах (рядах)

Металлические (восстановительные) свойства

?

?

Неметаллические (окислительные) свойства

?

?

Энергия ионизации

?

?

Энергия сродства к электрону

?

?

Электроотрицательность

?

?

Атомный радиус

?

?


Валентность и степени окисления элементов в соединениях

Валентность – способность атомов элементов соединяться с другими атомами, число которых определяется количеством валентных (неспаренных) электронов.

Степень окисления – это условный, формальный заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что все связи в молекуле носят ионный характер и отождествляемый с числом электронов, отдаваемых (положительная степень окисления) или присоединяемых (отрицательная степень окисления) атомами элемента в процессе взаимодействия с другими ато­мами.

Высшая (максимальная) степень окисления – номер группы в системе элементов (для большинства элементов).

Низшая (минимальная) степень окисления – равна разности (№группы – 8) (для неметаллов) и равна нулю (для металлов).

Правило электронейтральности – алгебраическая сумма степеней окисления атомов, входящих в данную формульную единицу, должна быть равна нулю.

Правила определения степени окисления элемента в соединении:

– степени окисления атомов в простых веществах равны нулю, например, H20, F20, Fe 0;

– степень окисления атома водорода (за исключением гидридов металлов, например, Na+1H–1) равна +1;

– степень окисления атома кислорода (за исключением соединений с фтором, например, F2O+2 или в пероксидах Na2O) равна –2;

– степень окисления атомов щелочных металлов равна +1, например, Na+1.
Классы и формулы химических соединений

Оксиды ЭmОn, например, Sb2O5

Гидроксиды:

основания Э(ОН)m, например, Ra(OH)2

кислоты

бескислородные НmЭ, например, НВг

кислородсодержащие НmЭОn, например, H2SO4

Соли

бескислородных кислот МеmЭn, например, SrCl2

кислородсодержащих кислот Меx(ЭОn)у, например, A12(SO4)3.

Свойства соединений элементов (кислотно-основные и окислительно-восстановительные)

Кислотные свойства проявляют соединения типичных неметаллов (IVA-VIIA под­группы) и переходных элементов (элементов d-семейств), если их атомы нахо­дятся в высшей степени окисления.

Химические реакции, доказывающие наличие кислотных свойств окси­дов и гидроксидов:

1. образование кислоты в реакции с водой, например:

SO3 + Н2О = H2SO4

Mn2O7 + H2O = 2 НМnО4

2. взаимодействие со щелочами с образованием солей соответствующих ки­слот, например:

SO3 + 2 NaOH = Na2SO4 + Н2О

H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + Н2О

Mn2O7 + 2 КОН = 2 КМnО4 + Н2О

Основные свойства проявляют соединения типичных металлов (IA-IIIA подгруп­пы) и переходных элементов (элементов d-семейств), если их атомы находятся в степени окисления < 3.

Химические реакции, доказывающие наличие основных свойств окси­дов и гидроксидов:

1. образование основания в реакции с водой, например:

ВаО + Н2О = Ва(ОН)2

Na2O + H2O = 2NaOH

(в реакцию вступают оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов).

2. взаимодействие с кислотами с образованием солей, например:

СаО + 2НС1 = СаС12+ Н2О

MnO + H2SO4= MnSO4+ Н2О

Ва(ОН)2 + H2SO4= ВаSO4+ Н2О

Амфотерные свойства - сочетание кислотных и основных свойств, т.е. в зависимости от условий амфотерные соединения образуют и ионы водорода, и гидроксид-ионы, и соответственно ведут себя как кислота или как основание.


Проявление основных свойств

Проявление кислотных свойств

BeO + SO3 ? BeSO4

Zn(OH)2 + HCl ? ZnCl2 + 2Н2О

BeO + Na2O ? Na2BeO2

Zn(OH)2 + 2NaOH ? Na2[Zn(OН)4]


Амфотерные оксиды и гидроксиды образуют: Be, Al и многие d-элементы (Zn, d-элементы с пе­ременной валентностью, если степени окисления их атомов занимают промежуточные значения между минимальной и максимальной, например, Сr+3, Мn+4).

Общая закономерность изменения кислотно-основных свойств соединений переходных элементов (элементов d-семейства)

основные

свойства

амфотерные

свойства


кислотные

свойства
степень окисления

+2 +2

MnO, CrO

+4 +3

MnO2, Cr2O3

+7 +6

Mn2O7, CrO3


Восстановительные свойства проявляют металлы и соединения, содержащие атомы неметаллов в низших степенях окисления.

Окислительные свойства проявляют соединения неметаллов и переходных эле­ментов в высших степенях окисления.

Окислительно-восстановительная двойственность - способность в од­них химических реакциях играть роль восстановителя, а в других - окислителя (соединения элементов в промежуточной степени окисления их атомов).


восстановительные свойства

окислительно-восстановительная двойственность


окислительные

свойства
степень окисления

0 0

Mn, Cr,

–2 –3

H2S, NH3

+4 +3

MnO2, Cr2O3,

+4 +2

SO2, NO

+7 +6

Mn2O7, CrO3,

+6 +5

SO3, N2O5

3. Химическая связь

Химическая связь – совокупность сил, удерживающих атомы или ионы в пределах некоторых образований (молекул или кристаллов).

Классификация химических связей:

- ковалентная,

- ионная,

- донорно-акцепторная,

- металлическая.

- водородная (как пример межмолекулярных взаимодействий).

Ковалентная связь образуется за счет обобщения атомами своих валентных электронов и образования общих электронных пар. Каждый атом вно­сит в общее владение с партнером одинаковое число электронов:

обменный механизм: А· + ·В  А : В

Донорно-акцепторная связь – ковалентная связь, образованная по осо­бому (донорно-акцепторному) механизму: частица - донор размещает имею­щиеся у нее электронные пары на свободные орбитали частицы - акцептора.

донорно-акцепторный механизм: А: + В  А : В

донор акцептор

Ионная связь – электростатическое притяжение между разноименно заряженными ионами (катионами и анионами). Образуется в результате переноса электронов от одного атома к другому.

Металлическая связь – химическая связь в металлах, характе­ризующаяся взаимодействием свободных, делокализованных по всей кристал­лической решетке электронов с катионами металла, находящимися в ее узлах.

Водородная связь – межмолекулярная связь, возникающая между молекулами в результате совокупности электростатических и донорно-акцепторных взаимодействий с участием положительно поляризованного атома водорода.

Основные характеристики ковалентной связи

- энергия,

- длина,

- насыщаемость,

- кратность,

- полярность,

- направленность в пространстве.

Энергия связи – энергия, которая выделяется при образовании молекулы из атомов или энергия, которую нужно затратить на разрыв этой связи (разделение атомов и удаление их на расстояние, на котором они не взаимодействуют друг с другом).

Длина связи – межъядерное расстояние между атомами в молекуле.

Насыщаемость связи – число образуемых атомом ковалентных связей имеет определенные ограничения, связанные с его валентными возможностями (особенностями электронной структуры атома).

Кратность ковалентной связи – число общих электронных пар между ка­ждой парой атомов: одинарная – одна пapa, двойная – две пары, тройная – три пары.

Электронная схема молекулы:

– определить число валентных электронов каждого атома по номеру группы в периодической системе Д. И. Менделеева;

– выяснить, сколько электронов необходимо каждому атому для дости­жения восьмиэлектронной структуры (октета);

– нарисовать схему обобщения электронов между атомами, учитывая необходимость равного вклада участников и изображая электрон точ­кой.

Полярность одинарной ковалентной связи определяется разностью электроотрицательностей взаимодействующих атомов. Предельными вариантами полярной ковалентной связи являются неполярная ковалентная и ионная связи.

Направленность ковалентной связи - следствие наличия у атомных орбиталей определенной геометрической формы и определенное (фиксированное в пространстве) направление их перекрывания.

Разность электро-отрицательностей

Характер элементов А и В

Тип химической связи А - В

Примеры

Равна нулю

неметаллы,

А и В - атомы одного и того же элемента

неполярная ковалентная

O2

Вr2

N2

Не равна нулю

?E < 1,8

неметаллы,

А - менее электро­отрицательный,

В - более электро­отрицательный

ковалентная полярная,

А поляризован по­ложительно,

В поляризован от­рицательно

А?+ ─ В?–


НВr

NH3

HI

H2S


Очень велика

EB >> EA

?E > 1,8

А - типичный ме­талл,

В - типичный неметалл

ионная,

А ? А+,

В ? В

КС1

ВаВr2

LiF

CsI



Неполярая

ковалентная

связь


Степень ионности




Степень ковалентности



Ионная связь


Разность электроотрицательностей

Метод ВС

Для решения задачи по характеристике молекулы методом ВС необходимо:

– составить электронные формулы атомов элементов;

– выбрать валентные электроны;

– распределить их по квантовым ячейкам;

– выбрать неспаренные электроны;

– нарисовать схему перекрывания орбиталей, соответствующих этим неспаренным электронам;

– определить геометрическую форму молекулы.

Гибридизация атомных орбиталей


Исходные орбитали

Тип гибрида

Геометрическая форма


?




?









sp

линейная


?




?

?






sp2

плоская треугольная


?




?

?

?



sp3

тетраэдрическая


Метод МО

Связывающие орбитали – повышенная электронная плотность между ядрами, разрыхляющие орбитали – минимальная электронная плотность в межъядерном пространстве.

Порядок связи в молекуле – разность между числом электронов, занимающих связывающие и разрыхляющие орбитали, делённая на 2.

Энергетическая диаграмма уровней: слева и справа – исходные атом­ные орбитали, в центре – образующиеся молекулярные орбитали, заполненные соответствующим числом электронов.

Обозначения молекулярных орбиталей: ?, ? (связывающие) и ?*, ?* (разрыхляющие).

Электронная формула молекулы: составляется по тем же правилам, что и электронная формула атома.

Например, для водорода (?1s)2. Здесь: ?- тип молекулярной орбитали, 1s- тип атомных орбиталей, из которых она получена, верхний индекс (2) – число электронов, которую эту молекулярную орбиталь занимают.


4. Химическая термодинамика

Термодинамические функции состояния: Н (энтальпия), S (энтропия) и G (свободная энергия Гиббса или термодинамический потенциал).

Изменение термодинамических функций состояния в ходе химической реакции не зависит от пути этой реакции, а определяется только начальным и конечным состоянием системы.

Вычисление ?Н, ?S, ?G для реакции общего вида аА + bВ = сС + dD производят по формулам:

?? = (с?C + d?D) - (а?А + b?B),

где ? – любая из трех функций Н, S или G.

Для стандартных значений:

?Н° = (с?Hf°C + d?Hf°D) - (a?Hf°A + b?Hf°B),

?S° = (cS°C + dS°D) - (aS°A + bS°B),

?G° = (c?Gf°C + d?Gf°D)- (a?Gf°A + b?Gf°B),

где ?Hf°C, ?Hf°D, ?Hf°A, ?Hf°B – стандартные энтальпии образования веществ С, D, А, В;

S°C, S°D, S°A, S°B – стандартные энтропии веществ С, D, А, В ;

?Gf°C, ?Gf°D, ?Gf°A, ?Gf°B – стандартные свободные энергии образования веществ С, D, А, В.

Величину ?G° рациональнее вычислять по формуле:

?G° = ?H°– T?S°,

(при этом для стандартных условий (°) Т = 298 К или 25°С, р = 1 атм = 101325 Па ? 105 Па и с = 1 моль/л).


Термодинамическая функция (обозначение) и ее размерность

Обозначение изменения величины в ходе химической реакции

Что характеризует

Энтальпия (Н), кДж/моль

?Н

величину теплового эффекта химической реакции

Энтропия (S),

Дж/моль·К

?S

изменение степени неупорядоченности состояния системы

Свободная энергия Гиббса (G),

кДж/моль

?G

принципиальную возможность самопроизвольного протекания реакции в данном направлении.


Экзотермическая реакция: ?Н<0, выделение тепла.

Эндотермическая реакция: ?Н>0, поглощение тепла.

Возрастание неупорядоченности (уменьшение упорядоченности) состояния системы: ?S°>0. Примеры: превращения твердых веществ в жидкие или газообразные; превращения жидких веществ в газообразные; газовые реакции, сопровождающиеся увеличением количеств газообразных веществ.

Уменьшение неупорядоченности (возрастание упорядоченности) состояния системы: ?S°<0. Примеры: превращения газообразных или жидких веществ в твердые; газовые реакции, сопровождающиеся уменьшением количеств газообразных веществ.
Критерии самопроизвольного протекания процесса:

1. ?G°<0, данная химическая реакция принципиально осуществима при стандартных условиях;

2. ?G°>0, данная химическая реакция принципиально неосуществима при стандартных условиях (происходит обратная реакция);

3. ?G°=0, состояние химического равновесия.
5. Химическая кинетика

Скорость химической реакции – число столкновений активных частиц в единицу времени в единице реакционного пространства или изменение концентрации одного из реагентов в единицу времени:
,

V - скорость химической реакции; ?с - изменение концентрации одного из реагентов, моль/л; ?? - время, с.

Лимитирующая стадия – самая медленная стадия реакции.

Факторы, влияющие на величину скорости химической реакции:

– природа реагирующих веществ;

– температура;

– концентрация реагирующих веществ;

– присутствие катализаторов.

Зависимость скорости реакции от температуры (формула Вант-Гоффа):
,
где Vt2 - скорость реакции при температуре t2; Vt1 - скорость реакции при температуре t1; ? - постоянная для данной реакции величина, называемая температурным коэффициентом реакции.

Зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ (кинетическое уравнение):
,
где V - скорость реакции; k - константа скорости реакции; сA, сB -концентрации веществ А и В соответственно; х, у - частные порядки реакции по реагентам А и В соответственно (сумма х+у называется общим порядком реакции).

6. Химическое равновесие

Обратимые химические реакции: одновременно с прямой реакцией протекает обратная.

Состояние химического равновесия: скорость прямой реакции равна скорости обратной; энергия системы минимальная; ?G° = 0.

Константа химического равновесия характеризует взаимосвязь равновесных концентраций веществ, участвующих в данной реакции. Константа химического равновесия (Кс или Кр для газов) для реакции:



В правую часть каждого из выражений включают концентрации только газообразных и растворенных, но не чистых жидких или твердых веществ, концентрации которых считают постоянными.

Гомогенное равновесие: все вещества находятся в одинаковом фазовом состоянии, реакция происходит в однородной, гомогенной среде.

Гетерогенное равновесие: вещества находятся в разных фазовых состояниях, реакция протекает в неоднородной, гетерогенной среде.

Смещение химического равновесия

Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается воздействие извне, то равновесие смещается в сторону той реакции, протекание которой максимально ослабляет внешнее воздействие.


Действие извне

В сторону какой реакции смещается равновесие

Повышение температуры (нагревание)

В сторону эндотермической реакции (поглощение тепла, ?Н>0)

Понижение температуры (охлаждение)

В сторону экзотермической реакции (выделение тепла, ?Н<0)

Повышение давления

В сторону реакции с уменьшением количеств газообразных веществ

Понижение давления

В сторону реакции с увеличением количеств газообразных веществ

Повышение концентрации (добавление одного из веществ)

В сторону реакции, в которой это вещество расходуется

Понижение концентрации (отвод одного из веществ)

В сторону реакции, в которой это вещество образуется

7. Растворы электролитов

Дисперсные системы: взвеси, коллоидные растворы, растворы.

Раствор: гомогенная дисперсная система переменного состава, состоящая из двух или более компонентов.

Компоненты раствора: растворенное вещество и растворитель.

Физико-химическая природа раствора: сочетание признаков механической смеси и продукта химического взаимодействия.

Эффекты при растворении: изменение объема, выделение или поглощение тепла, изменение цвета.

Идеальные растворы - разбавленные растворы, взаимодействия между частицами практически отсутствуют (близость к механической смеси).

Реальные растворы - наличие взаимодействий между частицами.

Сольватация (для водных растворов гидратация) - совокупность всех процессов взаимодействия между растворенным веществом и растворителем, возникающих в результате появления в растворителе растворенного вещества (от латинского «solvent» - растворять).

Молярная теплота растворения - количество тепла, выделяемое или поглощаемое при растворении 1 моль вещества с образованием 1 л раствора.

Насыщенный раствор содержит максимально возможные при данных условиях количества растворенного вещества; пример равновесной системы.

Ненасыщенный раствор содержит количества растворенного вещества, меньшие, чем в насыщенном.

Пересыщенный раствор содержит количества растворенного вещества большие, чем насыщенный раствор (готовят при нагревании); пример ложного равновесия.
Способы выражения содержания растворенного

вещества в растворе (концентрации)

Массовая доля ? - отношение массы растворенного вещества к массе раствора:

,
где m1 и m2- масса растворителя и растворенного вещества соответственно, г или кг; m - масса раствора (m = m1 + m2), г или кг.

Объемная доля Ф - отношение объема растворенного вещества к объему всего раствора:

,
где V1 и V2 - объем растворителя и растворенного вещества соответственно, мл или м3, V - объем раствора (V = V1 + V2), мл или м3.

Мольная доля Х - отношение количества растворенного вещества к общему количеству вещества в растворе:


где ?1 и ?2- количество растворителя и растворенного вещества соответственно, моль; ? - общее количество вещества в растворе (? = ?1 + ?2), моль.

Массовую, объемную и мольную доли можно выразить в процентах.

Молярная концентрация сМ - количество растворенного вещества в единице объема раствора (моль/л):

,
где ?2 - количество растворенного вещества, моль; m2 - масса растворенного вещества, г; М2 - молярная масса растворенного вещества (г/моль); V -объем раствора (л или м3).

Нормальная концентрация сN - количество эквивалентов растворенного вещества в единице объема раствора (моль-экв/л):
,
где ?экв – количество эквивалента растворенного вещества, моль-экв; Mэкв – молярная масса эквивалента вещества, г/моль-экв; m2 – масса растворенного вещества, г; V - объем раствора (л или м3).

Моляльная концентрация сm – количество растворенного вещества в 1 кг растворителя (моль/кг):

,

где ?2 - количество растворенного вещества, моль; m1 - масса растворителя, кг.
Электролитическая диссоциация

Электролитическая диссоциация – процесс распада вещества на ионы. Сильные электролиты – диссоциированы полностью. Слабые электролиты – диссоциированы в незначительной степени, находятся в равновесии с недиссоциированной формой.


Константа диссоциации слабого электролита:

Степень диссоциации слабого электролита – число, показывающее, какая доля молекул электролита находится в растворе в виде ионов:

Закон разбавления Оствальда:

Диссоциация воды как слабого электролита: Н2О ? H+ + OH
Ионное произведение воды: Кw = [H+][OH] = 10-–14
Водородный показатель рН вычисляется по формулам:

pH = – lg[H+] рН + рОН = 14 pOH = – lg[OH]

Сильные и слабые электролиты

Классы

Электрoлиты

сильные

слабые

Оксиды



Н2О

Основания

Щелочи: NaOH, КОН, Ва(ОН)2 и др. основания s-металлов (за исключением Ве)

NH4OH, Zn(OH)2, Fe(OH)3

и др. основания p- и d-металлов

Кислоты

НСl, HNO3, HBr, H2SO4, HI HClO4 и др.

HCN, HF, H2S, H2SO3, H3PO4, Н2СО3, HNO2 и др.; органические кислоты

Соли

Практически все




Два вещества будут взаимодействовать друг с другом, если среди продуктов предполагаемой обменной реакции есть:

– трудно- или малорастворимые вещества;

– газообразные вещества;

– слабые электролиты.

Если ни одно из условий не выполняется, реакция происходить не будет.

Например, реакция NaCl + Fe(NO3)3  FeCl3 + NaNO3 происходить не будет, так как ее предполагаемые продукты FeCl3 и NaNO3 – сильные электролиты (соли), хорошо растворимые в воде, а обменное взаимодействие между хлоридом натрия и нитратом серебра будет происходить, так как в результате обмена образуется труднорастворимый хлорид серебра:

NaCl + AgNO3  AgCl + NaNO3.
Правила составления ионных уравнений:

В ионной форме

В молекулярной форме

Сильные электролиты, растворимые в воде

1. Слабые электролиты

2. Трудно- и малорастворимые соединения

3. Газообразные вещества


Буферные растворы

Растворы, содержащие смесь слабого электролита и его соли, сохраняющие характерные для него значения рН при разбавлении, добавлении сильных кислот и щелочей, называются буферными.

Для системы слабая кислота – соль (например, уксусная кислота СН3СООН и ацетат натрия СН3СООNa) расчет рН ведут по формуле:
.
Для системы слабое основание – соль (например, гидроксид аммония NH4OH и хлорид аммония NH4Cl) рН рассчитывают следующим образом:
.
Произведение растворимости

В насыщенном растворе труднорастворимого сильного электролита произведение концентрации его ионов в степенях стехиометрических коэффициентов при данной температуре есть величина постоянная, называемая произведением растворимости (ПР).

Для системы



произведение растворимости равно:

.

Произведение растворимости характеризует растворимость (S) труднорастворимого сильного электролита при данной температуре. Большей растворимостью обладает та соль, у которой ПР больше.

В общем виде растворимость S труднорастворимого электролита AnBm определяется соотношением:

.
Гидролиз

Гидролиз солиразложение соли водой с образованием слабого электролита, сопровождающееся изменением рН среды.

Гидролиз по катиону протекает для солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием, например, ZnCl2, AlCl3, Fe2(SO4)3, NH4NO3 и т.д., при этом раствор приобретает кислую реакцию (pH<7).

Первая ступень:

Zn2++ HOH ? Zn(OH)+ + H+ (краткое ионно-молекулярное уравнение)

ZnCl2 +HOH ? Zn(OH)Cl + HCl (молекулярное уравнение)

Вторая ступень:

Zn(OH)+ + HOH ? Zn(OH)2 + H+ (краткое ионно-молекулярное уравнение)

Zn(OH)Cl + HOH ? Zn(OH)2 + HCl (молекулярное уравнение)

Гидролиз по аниону характерен для солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, например, CH3COONa, Na2CO3, K2SO3. Реакция раствора становится щелочной - pH>7.

NaCN+ HOH ? HCN + NaOH

CN + HOH ? HCN + OH

Гидролиз по аниону и катиону характерен для солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием, например, CH3COONH4, ZnSО3. Величина pH в этом случае зависит от относительной силы образующихся кислоты и основания.

CH3COONH4 + HOH ? CH3COOH + NH4OH

CH3COO + NH4++ HOH ? CH3COOH + NH4OH

Соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами (KCl, LiNO3, Na2SO4 и др.), гидролизу не подвергаются.

Гидролиз характеризуется константой гидролиза КГ. Например, для гидролиза NaCN константа гидролиза имеет вид:

.
Константа гидролиза связана с ионным произведением воды и константой диссоциации слабого электролита, образующегося в результате гидролиза, соотношением:


8. Коллигативные свойства растворов

Коллигативные свойства растворов не зависят от химической природы растворенного вещества, а определяются только числом частиц, находящихся в растворе.

Давление насыщенного пара

Формулировка I закона Рауля: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором не зависит от природы растворенного вещества, а определяется молярной долей растворенного вещества:
,
где Р0 и Р - давление пара над чистым растворителем и над раствором соответственно, Па; ?1 и ?2 - количество растворителя и растворенного вещества соответственно, моль; - молярная доля растворенного вещества.

По известным значениям Р0 и Р можно вычислить молярную массу растворенного вещества:

,
где Р0 и Р - давление пара над чистым растворителем и над раствором соответственно; m1 и m2 - масса растворителя и растворенного вещества соответственно, г; М1 и М2 - молярная масса растворителя и растворенного вещества соответственно, г/моль.

Температуры кипения и замерзания

Формулировка II закона Рауля: повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем не зависят от природы растворенного вещества, а определяются только концентрацией раствора:
,
где ?t - понижение температуры кристаллизации (замерзания) или повышение температуры кипения раствора по сравнению с чистым растворителем, С или К; К - криоскопическая или эбулиоскопическая константа; m1 и m2 - масса растворителя и растворенного вещества соответственно, г; М2 - молярная масса растворенного вещества, г/моль.

Осмотическое давление

Осмос – это процесс односторонней диффузии растворителя через полупроницаемую перегородку, явление направленного переноса растворителя через полупроницаемую мембрану из разбавленного раствора в раствор более высокой концентрации.

Равновесное давление раствора, препятствующее диффузии растворителя через полупроницаемую мембрану, называется осмотическим давлением. Осмотическое давление можно вычислить, зная молярную концентрацию раствора:
,
где ? - осмотическое давление, Па; С - молярная концентрация раствора, моль/л; R - универсальная газовая постоянная, Дж/моль·К; Т - температура, К; ?2 - количество растворенного вещества, моль; V - объём раствора, мл; М2 - молярная масса растворенного вещества, г/моль.

Если к концентрированному раствору приложить давление, превышающее его осмотическое давление, растворитель начинает переходить из концентрированного раствора через мембрану в разбавленный раствор. Этот процесс называется обратный осмос.
9. Окислительно-восстановительные реакции

Окислитель – частица, принимающая электроны.

Восстановитель – частица, отдающая электроны.

Окисление – процесс отдачи электронов (степень окисления повышается).

Восстановление – процесс присоединения электронов (степень окисления понижается).

Восстановитель окисляется, окислитель восстанавливается.

Высшая степень окисления (равна номеру группы в таблице Д. И. Менделеева) – только окислитель.

Низшая степень окисления (номер группы в таблице Д. И. Менделеева – 8, для металлов равна нулю) – только восстановитель.

Промежуточная степень окисления – окислительно-восстановительная двойственность.

Прогнозирование окислительно-восстановительных свойств

Типичный восстановитель (минимальная степень окисления)

Окислительно-восстановительная двойственность (промежуточная степень окисления)

Типичный окислитель (максимальная степень окисления)

-2

H2S

-1

НС1

0

Мn

0 +4

S, SO2

0 +1 +3 +5

Сl2, НСlО, КСlО2, NaClO3

+2 +4 +6

MnCl2, MnO2, Na2MnO4

+6

H2S O4

+7

Cl2O7

+7

КМnО4


Межмолекулярные реакции – атом-окислитель и атом-восстановитель входят в состав разных веществ.

Внутримолекулярные реакции – атом-окислитель и атом-восстановитель, являясь атомами разных элементов, входят в состав одного и того же вещества

Реакции диспропорционирования – окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента в промежуточной степени окисления, входящие в состав одного и того же вещества.

Реакции сопропорционирования – в процессе окисления и в процессе восстановления образуются одни и те же продукты.

Составление уравнения окислительно-восстановительной реакции:

– рассчитать степени окисления атомов в исходных веществах,

– распределить «роли» окислителя и восстановителя среди участников реакции, базируясь на величинах степени окисления атомов,

– составить электронные уравнения процессов окисления и восстановления с помощью справочной информации о типичных степенях окисления атомов данных элементов в данных условиях,

– составить формулы продуктов реакции,

– расставить коэффициенты.

Последовательность расстановки коэффициентов методом электронного баланса:

– подобрать множители, обеспечивающие электронный баланс (умножение одного из них на число электронов, отдаваемых восстановителем, и другого – на число электронов, принимаемых окислителем, должно дать одинаковый результат);

– перенести полученные множители в уравнение реакции;

– уравнять атомы металлов;

– уравнять кислотные остатки;

– уравнять атомы водорода;

– проверить по атомам кислорода – их должно быть поровну.
10. Электрохимия

Проводники первого рода: электронная проводимость (металлы, полупроводники);

Проводники второго рода: ионная или электролитическая проводимость (растворы и расплавы электролитов).

Электрод: система, состоящая из проводника первого рода, контактирующего с проводником второго рода.

Ионно-металлический электрод: металл в растворе электролита. Например, металл в растворе своей соли.

Обозначение электрода: Меn+ | Ме, где вертикальная черта символизирует границу раздела фаз (твердый металл в жидком электролите).

Электродный потенциал – разность потенциалов, возникающая в двойном электрическом слое на границе металл | электролит.

В таблице стандартных электродных потенциалов восстановительная активность металлов в водных растворах уменьшается от начала таблицы к ее концу (чем меньше алгебраическое значение потенциала, тем более сильным восстановителем является восстановленная форма вещества; чем больше алгебраическое значение потенциала, тем более сильным окислителем является окисленная форма вещества).
Электрохимический ряд напряжений метaллов

Восстановительная активность металлов




Li K Ba Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Со Ni Sn Pb H Cu Hg Ag Au Pt




Окислительная активность катионов металлов


Формула Нернста:



или

,
где - равновесный электродный потенциал, В; – стандартный электродный потенциал (потенциал для данного электрода при Т = 298 К и [Ме n+] = 1 моль/л), В; R – универсальная газовая постоянная; F – постоянная Фарадея; символ в квадратных скобках означает молярную концентрацию вещества; n – число электронов.

Гальванический элемент

Гальванический элемент состоит из двух электродов, электролиты которых сообщаются.

АНОД: меньшая (более отрицательная или менее положительная) величина Е0  реакция окисления;

КАТОД: большая (менее отрицательная или более положительная) величина Е0  реакция восстановления.

Например, для медно-серебряного гальванического элемента, состоящего из меди в растворе CuSO4 и серебра в растворе AgNO3:

E0Cu2+/Cu = +0,34B АНОД,

E0Ag+/Ag = +0,80 В КАТОД.

Анодный процесс: окисление металла анода

Me1 – nе = Ме1n+, Сu0 – 2е = Сu2+.

Катодный процесс: восстановление катиона металла из соли

Ме2m+ + mе = Ме2, Ag+ + е = Ag0.

Суммарное уравнение реакции при работе элемента в общем виде

mMe1 + nМе2m+ = m Ме1n+ + nМе2,

Сu + 2Ag+ = Сu2+ + 2Ag

или в молекулярной форме:

Сu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag.

Электрохимическая схема гальванического элемента, состоящего из двух ионно-металлических электродов:


Me1 | Электролит1 || Электролит2 | Ме2

анод катод


В схеме «|» обозначает границу между металлом и электролитом, а «||» – электролитический контакт. В схеме гальванического элемента слева записывают анод, справа – катод.

Для рассматриваемого примера: (–)Cu | CuSO4 || AgNO3 | Ag (+).

Напряжение на гальваническом элементе, соответствующее бесконечно малому току во внешней цепи, называется электродвижущей силой (ЭДС) гальванического элемента. Ее расчет:



Для рассматриваемого примера:

Электролиз

Электролиз – совокупность окислительно-восстановительных процессов, протекающих на электродах при пропускании постоянного электрического тока через расплав или раствор электролита. При электролизе электрическая энергия преобразуется в химическую.

Две полуреакции – реакция окисления и реакция восстановления происходят на разных электродах:

АНОД – окисление,

КАТОД – восстановление.

Электролиз расплавов на инертных электродах: разрядка ионов, входящих в состав электролита:

катодный процесс: Men+ + nе = Ме0,

анодный процесс: Хm – mе = Х0.

Например, электролиз расплава бромида натрия приводит к образованию металлического натрия (на катоде) и молекулярного брома (на аноде):

катодный процесс: Na+ + lе = Na0,

анодный процесс: 2Вr – 2е = Вr20.

Электролиз водных растворов веществ: возможность участия воды в электродных реакциях:

катодный процесс: 2Н2О + 2е = Н2 + 2ОН,

анодный процесс: 2Н2О – 4е = О2 + 4Н+.

Не участвуют в электродных реакциях:

– катионы металлов, стоящих в таблице стандартных электродных потенциалов от Li до Аl включительно (например, Li+, Rb+, K+, Cs+, Ba2+, Ca2+, Na+, Mg2+, Al3+);

– фторид анион F и анионы кислородсодержащих кислот (например, NO3, SO42–, CO32–, PO43–).

Вместо указанных частиц участниками электродной реакции являются молекулы воды (см. таблицу).

Например, электролиз водного раствора бромида натрия (NaBr):

катодный процесс: 2Н2О + 2е = Н2 + 2ОН,

анодный процесс: 2Вr – 2е = Вr20.

Катодные процессы при электролизе


, В

Уравнения процесса

в водном растворе

в расплаве

Е0 > – 0,15

Men+ + nе = Ме0



Men+ + nе = Ме0

– 0,15 > Е0 > – 1,6

Men+ + nе = Ме0

2О + 2е = Н2 + 2ОН

Е0 ? – 1,6

2О + 2е = Н2 + 2ОН

Анодные процессы при электролизе водных растворов веществ

Состав электролита

Уравнения процессов

Бескислородные кислоты HnX и их соли

Хm – mе = Х0

Щелочи

4ОН – 4е = О2 + 2Н2О

Кислородсодержащие кислоты, фторид-анион и их соли

2О – 4е = О2 + 4Н+
  1   2



Скачать файл (474.6 kb.)

Поиск по сайту:  

© gendocs.ru
При копировании укажите ссылку.
обратиться к администрации