shpory_po_khimii_ne_vse


1.Основопологающие идеи квантовой механики. Квантовые числа, их характеристика. В 1854-59 хим Р.Бунзен и физик Г.Киргоф открыли спектральный анализ. В 1895 нем.физик Ренген открыл лучи,обладающими большой проникающей способностью – ренгеновские лучи. 1896 фр.физик А.Беккерель обнаружил явление радиактивности у солей урана. 1897 анг.физик Дж.Дж.Томсон открыл электрон,а 1898 определил его заряд 1,602*10-19 Кл,а масса электрона 9,1095*10-28г.
Квантовые числа – целые или дробные числа, определяющие возможные значения физических величин, характеризующих квантовую систему (молекулу, атом, атомное ядро, элементарную частицу). Квантовые числа отражают дискретность (квантованность) физических величин, характеризующих микросистему. Набор квантовых чисел, исчерпывающе описывающих микросистему, называют полным. Так состояние электрона в атоме водорода определяется четырьмя квантовыми числами: главным квантовым числом n (может принимать значения 1, 2, 3, …), определяющим энергию Еn электрона (Еn = -13.6/n2 эВ); орбитальным квантовым числом l = 0, 1, 2, …, n – 1, определяющим величину L орбитального момента количества движения электрона (L = [l(l + 1)]1/2); магнитным квантовым числом m < ± l , определяющим направление вектора орбитального момента; и квантовым числом ms = ± 1/2, определяющим направление вектора спина электрона.
Основные квантовые числа
nГлавное квантовое число: n = 1, 2, … .
jКвантовое число полного углового момента. j никогда не бывает отрицательным и может быть целым (включая ноль) или полуцелым в зависимости от свойств рассматриваемой системы. Величина полного углового момента J связана с j соотношениемJ2 = 2j(j + 1). = + , где и векторы орбитального и спинового угловых моментов.
lКвантовое число орбитального углового момента l может принимать только целые значения: l = 0, 1, 2, … . Величина орбитального углового Lмомента связана с l соотношением L2 = 2l(l + 1).
mМагнитное квантовое число. Проекция полного, орбитального или спинового углового момента на выделенную ось (обычно ось z) равна m. Для полного момента mj = j, j-1, j-2, …, - (j-1), - j. Для орбитального момента ml = l, l-1, l-2, …, -(l-1), -l. Для спинового момента электрона, протона, нейтрона, кварка ms = ±1/2
sКвантовое число спинового углового момента s может быть либо целым, либо полуцелым. s - неизменная характеристика частицы, определяемая ее свойствами. Величина спинового момента S связана с s соотношением S2 = 2s(s + 1).
P Пространственная четность. Она равна либо +1, либо -1 и характеризует поведение системы при зеркальном отражении. P = (-1)l.
    Существование сохраняющихся (неизменных во времени) физических величин для данной системы тесно связано со свойствами симметрии этой системы. Так, если изолированная система не изменяется при произвольных поворотах, то у неё сохраняется орбитальный момент количества движения. Это имеет место для атома водорода, в котором электрон движется в сферически симметричном кулоновском потенциале ядра и поэтому характеризуется неизменным квантовым числом l. Внешнее возмущение может нарушать симметрию системы, что приводит к изменению самих квантовых чисел. Фотон, поглощенный атомом водорода, может “перебросить” электрон на другую орбиту с другими значениями квантовых чисел.
Всегда в атоме имеются электроны С близкими значениями энергии, которые и образуют электронные слои в оболочке атома. Число электронных слоёв равно номеру периода в периодической системе. Максимальное число электронов на слое можно найти с помощью формулы N=2n2,где N-число электронов на слое, n-номер слоя. Произведя простые рассчёты, выясним что на первом электронном слое будет 2 электрона, на втором-8, третьем-18, четвёртом-32. Но на внешнем электронном слое не может быть более 8 электронов, а для первого слоя не более 2. Это небходимо учитывать при распределении электронов по энергетическим слоям.Рассмотрим несколько примеров заполнения электронных оболочек.

После заполнения второго слоя до восьми электронов появляется третий слой.


Третий электронный слой заполняется до максимального числа -18 электронов. После этого начинает заполняться внешний четвёртый слой до 8 электронов.

Внешний электронный слой заполняется у элементов главных подгрупп, причём число электронов соответствует номеру группы. У элементов побочных подгрупп заполняются предвнешние слои, а на внешнем слое остаётся чаще всего два электрона. У d-элементов заполняется предвнешний слой, а у f-элементов третий снаружи слой.Распределение электронов по уровням можно записать с помощью ячеек Хунда.
Здесь уровни разделены на подуровни. Вы наверное заметили, что в периодической системе элементы подразделяются на s-, p-, d-, f-элементы. Какой подуровень заполняется последним, к такой группе и относится данный элемент. Например, последний электрон занимает одну из р-орбиталей, то этот элемент относится к р-элементам.При заполнении ячеек электроны обозначаются стрелками (одна стрелка направлена вверх, другая вниз, это связано с тем, что электроны вращаются вокруг своей оси-один по часовой, другой-против часовой стрелки), причём в одной ячейке могут находиться не более двух электронов.
Порядок заполнения ячеек.
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
При заполнении ячеек следует учитывать то,что ячейки подуровней заполняются вначале по одному электрону, затем к ним помещают другие электроны.

2. Основные правила квантовой механики(принцип наименьшей энергии, принцип Паули, правило Гунда, правило Клечковского). В атоме каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной (что отвечает наибольшей связи его с ядром).
Энергия электрона в основном определяется главным квантовым числом n и побочным квантовым числом l, поэтому сначала заполняются те подуровни, для которых сумма значений квантовых чисел n и l является наименьшей. Например, энергия электрона на подуровне 4s меньше, чем на подуровне 3d, так как в первом случае n + 1 = 4 + 0 = 4, а во втором n + l = 3 + 2 =5; на подуровне 5s (n + l = 5 + 0 = 5) энергия меньше, чем на 4d (n + l = 4 + 2 = 6); на 5р (n + l = 5 + 1 = 6) энергия меньше, чем на 4f (n + l = 4 + 3 = 7) и т.д.
В.М. Клечковский впервые в 1961 г. сформулировал общее положение, гласящее, что электрон занимает в основном состоянии уровень не с минимальным возможным значением n, а с наименьшим значением суммы n + l.
В том случае, когда для двух подуровней суммы значений n и l равны, сначала идет заполнение подуровня с меньшим значением n. Например, на подуровнях Зd, 4р, 5s сумма значений n и l равна 5. В этом случае происходит сначала заполнение подуровней с меньшими значениями n, т.е. Зd - 4р – 5s и т.дПринцип наименьшей энергии справедлив только для основных состояний атомов. В возбужденных состояниях электроны могут находиться на любых орбиталях атомов, если при этом не нарушается принцип Паули.Принцип ПаулиВ1925 г. швейцарский физик В.Паули (в 1945 г. ему была присуждена Нобелевская премия по физике) установил правило, названное впоследствии принципом Паули (или запретом Паули): В атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковыми свойствами.Поскольку свойства электронов характеризуются квантовыми ...Правило Гунда При данном значении l (т.е. в пределах определенного подуровня) электроны располагаются таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным.Если, например, в трех p-ячейках атома азота необходимо распределить три электрона, то они будут располагаться каждый в отдельной ячейке, т.е. размещаться.
3. Энергетические эффекты химических реакций. Термохимические уравнения. Закон Гесса. Когда в результате химической реакции при образовании новых связей выделяется энергии БОЛЬШЕ, чем потребовалось для разрушения "старых" связей в исходных веществах, то избыток энергии высвобождается в виде тепла. Примером могут служить реакции горения. В других случаях на разрушение связей в исходных веществах требуется энергии больше, чем может выделиться при образовании новых связей. Такие реакции происходят только при подводе энергии извне и называются ЭНДОТЕРМИЧЕСКИМИ (от латинского "эндо" - внутрь). Примером является образование оксида углерода (II) CO и водорода H2 из угля и воды, которое происходит только при нагревании. Таким образом, любая химическая реакция сопровождается выделением или поглощением энергии. Чаще всего энергия выделяется или поглощается в виде теплоты (реже - в виде световой или механической энергии). Эту теплоту можно измерить. Результат измерения выражают в килоджоулях (кДж) для одного МОЛЯ реагента или (реже) для моля продукта реакции. Такая величина называется ТЕПЛОВЫМ ЭФФЕКТОМ РЕАКЦИИ. Уравнения химических реакций, в которых вместе с реагентами и продуктами записан и тепловой эффект реакции, называются ТЕРМОХИМИЧЕСКИМИ УРАВНЕНИЯМИ. Особенность термохимических уравнений заключается в том, что при работе с ними можно переносить формулы веществ и величины тепловых эффектов из одной части уравнения в другую. С обычными уравнениями химических реакций так поступать, как правило, нельзя. Допускается также почленное сложение и вычитание термохимических уравнений. Это бывает нужно для определения тепловых эффектов реакций, которые трудно или невозможно измерить в опыте. Тепловой эффект прямой реакции всегда равен тепловому эффекту обратной реакции с противоположным знаком.Это означает, что при образовании любого соединения выделяется (поглощается) столько же энергии, сколько поглощается (выделяется) при его распаде на исходные вещества. Тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояния веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса. Это означает, что общий тепловой эффект ряда последовательных реакций будет таким же, как и у любого другого ряда реакций, если в начале и в конце этих рядов одни и те же исходные и конечные вещества. Закон гесса – тепловой эффект реакции не зависит от пути процесса,а зависит от начального и конечного состояния веществ. Следствие – тепловой эффект реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициэнтов.
4. Катализ. Катализаторы и каталитические реакции. Процесс изменения скорости реакции под воздействием катализаторов наз-ся катализом. Катализаторами наз-ся вещества, которые изменяют скорость хим. Реакций, но сами не испытывают хим. Превращений и остаются в том же количестве. Каталитическими реакциями наз-ся реакции, в которых скорость хим. Реакций изменяется за счет введения катализатора. Катализ гомогенный-катализатор и реагирующее вещества находятся в одном фазовом состоянии. Катализ гетерогенный-катализатор и реагирующее вещества находятся в разных фазовых состояниях. В 1951г. Б.П.Белоусовов изучил окисление лимонной кислоты броматом натрия в растворе серной кислоты, в присутствии катализатора растрвора солей церия. Цвет раствора периодически менялся. Реакции, характеризующиеся колебательными концентраций некоторых промежуточных соединений и соответственно их скоростей, наз-ся колебательными реакциями.
5. Жидкие растворы. Растворимость. Факторы, влияющие на растворимость веществ. Произведение растворимости. Растворы занимают промежуточное место между химическими соединениями и механическими смесями. Однородность растворов делает их схожими с химическими соединениями, так же на химическое взаимодействие между компонентами растворов указывает выделение теплоты при растворении некоторых веществ. Растворы отличаются от химических соединений тем, что состав взаимодействующих веществ может изменяться в широких пределах. В свойствах раствора можно обнаружить многие свойства компонентов его составляющих, что характерно для механических соединений.
Процесс растворения кристалла в жидкости происходит так. Когда кристалл соли, например, хлорида натрия попадает в воду, то распложенные на его поверхности ионы притягивают полярные молекулы воды (ион-дипольное взаимодействие). К ионам натрия молекулы притягиваются своими отрицательными полюсами, а к ионам хлора положительными. Но если ионы протягивают к себе молекулы воды, то и молекулы воды притягивают к себе ионы. В то же время притянутые молекулы воды испытывают толчки со стороны непритянутых молекул воды, находящихся в тепловом движении. И этих толчков, а так же тепловых колебаний самих ионов достаточно для того, чтобы ион хлора или натрия отделился от кристалла и перешел в раствор. Вслед за первым слоем ионов в раствор переходит следующий слой и таким образом идет постепенное растворение кристалла. Перешедшие в раствор ионы остаются связанными с молекулами воды и образуют гидраты ионов. Гидратация – основная причина диссоциации . Она отчасти затрудняет их обратное соединение (ассоциацию). Под гидратацией обычно понимают совокупность энергетических процессов и структурных изменений, происходящих в растворе при взаимодействии частиц растворенного вещества с водой. Слой частиц воды, непосредственно присоединенных к центральной частице растворенного вещества образует вокруг нее гдратную оболочку. Наименьшее число молекул растворителя, удерживаемое около частицы растворенного вещества называется координатным числом гидратации. Координатное число определить трудно, оно зависит от природы растворенного вещества и растворителя.
Любой раствор состоит из растворителя и растворенного вещества. В случае растворов газов или твердых веществ в жидкостях растворителем обычно считается жидкость, а растворенным веществом – растворенный газ или твердое вещество, независимо от их относительного количественного содержания. Когда компоненты обладают ограниченной смешиваемостью, то растворителем является тот, прибавление которого к раствору возможно в неограниченном количестве без нарушения гомогенности. Если компоненты обладают неограниченной растворимостью, то можно выделить два случая. При значительном различии содержания компонентов растворителем считается вещество, присутствующее в относительно большем количестве. Понятия растворитель и растворенное вещество теряют смысл, когда речь идет о смесях с примерно равными или близкими концентрациями компонентов. В этом случае состав раствора может выражаться различными способами – как с помощью безразмерных единиц – долей или процентов, так и через размерные величины – концентрации. На практике используют более десятка способов выражения концентрации.
6.ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ.
Растворы всех веществ можно разделить на две группы: электролиты-проводят электрический ток, неэлектролиты-проводниками не являются. Это деление является условным, потому что все растворы веществ проводят электрический ток, все они в той или иной мере растворяются в воде и распадаются на катионы (положительно заряженные ионы) и анионы (отрицательно заряженные ионы). Следует различать настоящие и потенциальные электролиты.Настоящие электролиты находятся в виде ионов уже в индивидуальном состоянии, т.е. до того, как они будут расплавлены или переведены в раствор. К настоящим электролитам относятся все типичные соли, которые в твёрдом состоянии образуют ионную кристаллическую решётку (например NaCl, K2SO4 и т.д.)Потенциальные электролиты в индивидуальном состоянии ионов не содержат, но образуют их при переходе вещества в раствор. К ним относятся вещества, состоящие из молекул с сильно полярными связями (например HCl). К неэлектролитам относится большая часть органических соединений, например диэтиловый эфир, бензол, глюкоза, сахароза. Заряженные частицы появляются только в растворах и расплавах веществ вследствие электролитической диссоциации. Электролитическая диссоациация-это процесс распада веществ на ионы при растворении или расплавлении. Следовательно, в результате диссоциации в растворе появляются ионы, которые являются предпосылкой для появления у раствора или расплава такого физического свойства как электропроводимость.Как же происходит процесс растворения?. Разрушение ионной кристаллической решётки происходит под воздействием растворителя, например воды. Полярные молекулы воды настолько снижают силы электростатического притяжения между ионами в кристаллической решётке, что ионы становятся свободными и переходят в раствор.При расплавлении , когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать интенсивные колебания в узлах кристаллической решётки, в результате чего она разрушается, образуется расплав, который состоит из ионов.Теорию электролитической диссоциации создал в 1884-1887 гг. шведский химик Аррениус .Эта классическая теория позволила как электропроводимость расплавов и растворов, так и протекание химических реакций в растворах между расплавленными или растворёнными веществами.
Молекулы воды являются дипольными, т.е. один конец молекулы заряжен отрицательно, другой-положительно. Молекула отрицательным полюсом подходит к иону натрия, положительным-к иону хлора; окружают ионы со всех сторон и вырывают из кристалла, причём, только с его поверхности Уравнение диссоциации можно записать следующим образом: NaCl=Na+ClЭлектролитическую диссоциацию вызывает не только вода, но и неводные полярные растворители, такие как Жидкий аммиак и жидкий диоксид серы. Однако именно для воды характерно свойство ослаблять электростатическое притяжение между ионами в решётке выражено особенно ярко. Свободные ионы, оказавшиеся в водном растворе окружаются полярными молекулами воды: вокруг ионов образуется гидратная оболочка, т.е. протекает процесс гидратации.
Сила электролитов.
Силу электролитов можно охарактеризовать с помощью степени диссоциации.Степень диссоциации электролита-это частное от деления числа продиссоциированных молекул к общему числу молекул электролита, введённого в раствор.
α=Nдисс/N
Степень диссоциации потенциальных электролитов изменяется в пределах 0< α ≤1( значение α=0 относится к неэлектролитам).Степень диссоциации возрастает при увеличении разбавления раствора, а также при повышении температуры ( повышение температуры приводит к увеличению кинетической энергии растворённых частиц, что способствует распаду молекул на ионы.)Сила электролитов в водном растворе определяется их степенью диссоциации при постоянной концентрации и температуре. К сильным электролитам относятся относятся вещества степень диссоциации которых близка к 1. К ним относятся хорошо растворимые щёлочи, соли, кислоты.
18. Природа химической связи. Ионная связь. Металлическая связь. Химическая связь-такое взаимодействие, которое связывает отдельные атомы в более сложные образования – молекулы,ионы,кристаллы и т.д. Любая хим. Связь образуется только тогда, когда сближение 2х или большего числа атомов приводит к понижению полной энергии системы (суммы потенциальной и кинетической энергий). В образовании хим. Связи между атомами главную роль играют электроны, которые расположены на внешней оболочке – валентные электроны. В процессе хим. Взаимодействия незавершенные уровни атомов завершаются, т.е. они стремятся приобрести устойчивую двухэлектронную(дублет) или восьмиэлектронную(октет) оболочку. В 1916г. В.Коссель и Г.Льюис предложили две электронные теории валентности. Эти теории носили качественный характер. По современным представлениям:хим. связь по своей природе едина, она имеет электрическое происхождение и осуществляется валентными электронами. Типы хим. связей: ионная,ковалентная,металлическая,водородная. Ионная связь образуется, если разность электроотрицательностей взаимодействующих атомов велика(больше 1.7 по шкале Полинга). Ионная связь – это электростатическое притяжение между ионами, при образовании которой электроны одного атома полностью передаются в электронную оболочку другого. Ионная связь характеризуется ненаправленностью и ненасыщаемостью. Соединения, состоящие из атомов, представляют собой твердые тела с ионной кристаллической решеткой(NaCl).Металлическая связь – связь между положительно заряженными ионами металлов, находящихся в узлах кристаллической решетки, и электронами, свободно перемещающихся по всему объему металла. Хим.связь в кристаллах металлов делокализована, т.к. электроны, которые осуществляют связь,обобществлены и образуют так наз. «электронный газ».
19. Свойства и характеристики химической связи. Гибридизация. Пространственное строение многоатомных молекул. Насыщаемость связи-способность атомов образовывать ограниченное число хим.связей. Ионная связь ненасыщаема. Ионы могут притягивать ионы противоположного знака в различных направлениях. Ковалентная связь насыщаема. Число ковалентных связей определяется числом неспаренных электронов в нормальном и возбужденном состояниях. Возбуждение – процесс распаривания электронов,т.е. переход с одного энергетического подуровня на другой, в пределах одного уровня. Sn=>np;ns=>nd;np=>nd. Возбуждение – это затрачивание энергии. CH->образ. 1 ковалентные связи С-Н сопровождающийся выделением 85 ккал/г*атом, выигрыш энергии:85х4=340ккал/г*атом. Направленность хим. Связи определяет форму и геометрию молекул в пространство. Ионная связь ненаправлена. Ионы могут притягивать ионы противоположного знака в любых направлениях. Ковалентная связь направлена. Она образуется за счет перекрывания электронных облаков. sp2-гибридизация Происходит при смешивании одной s- и двух p-орбиталей. Образуется три гибридные орбитали с осями, расположенными в одной плоскости и направленными к вершинам треугольника под углом 120 градусов. Негибридная p-атомная орбиталь перпендикулярна плоскости и, как правило, участвует в образовании π-связей.sp-гибридизация.Происходит при смешивании одной s- и одной p-орбиталей. Образуется две равноценные sp-атомные орбитали, расположенные линейно под углом 180 градусов и направленные в разные стороны от ядра атома углерода. Две оставшиеся негибридные p-орбитали располагаются во взаимно перпендикулярных плоскостях и участвуют в образовании π-связей, либо занимаются неподелёнными парами.Sp3-гибридизация: в хим. связь вступает атом, у которых на внешнем энергетическом уровне имеется один s- и три p- электрона.
28. Общие (коллигативные) свойства растворов. Коллигативные свойства растворов это те их свойства, которые при данных условиях оказываются равными и независимыми от химической природы растворённого вещества; свойства растворов, которые зависят лишь от количества кинетических единиц и от их теплового движения. Первый закон Рауля: Пар, находящийся в равновесии с жидкостью, называют насыщенным. Давление такого пара над чистым растворителем (p0) называют давлением или упругостью насыщенного пара чистого растворителя. Давление пара раствора, содержащего нелетучее растворенное вещество, прямо пропорционально мольной доле растворителя в данном растворе: p = p0 · χр-ль, где p — давление пара над раствором, ПА; p0 — давление пара над чистым растворителем; χр-ль —— мольная доля растворителя. Для растворов электролитов используют несколько другую форму уравнения, позволяющую добавить в неё изотонический коэффициент: Δp = i · p0 · χв-ва, где Δp — собственно изменение давления по сравнению с чистым растворителем; χв-ва — мольная доля вещества в растворе. Второй закон Рауля: Тот же Рауль экспериментально доказал, что повышение температуры кипения раствора по сравнению с температурой кипения растворителя, а равно и понижение температуры замерзания раствора по сравнению с аналогичным характеризующей величиной для растворителя прямо пропорциональна моляльности раствора, то есть,ΔTкип/зам= Kэб/кр · bв-ва, где Kэб/кр — соответственно эбулиоскопическая (от лат. ebullire — «кипеть» и др.-греч. σκοπέω — «наблюдаю») и криоскопическая (относится к замерзанию) константы, характерные для данного растворителя; bв-ва — моляльность вещества в растворе.
29. 1 закон термодинамики. Энтальпия. Закон Гесса.
1-й закон — первое начало термодинамики. Представляет собой формулировку обобщённого закона сохранения энергии для термодинамических процессов. В наиболее простой форме его можно записать как δQ = δA + dU, где dU есть полный дифференциал внутренней энергии системы, а δQ и δA есть элементарное количество теплоты, переданное системе, и элементарная работа, совершенная системой соответственно. Нужно учитывать, что δA и δQ нельзя считать дифференциалами в обычном смысле этого понятия, поскольку эти величины существенно зависят от типа процесса, в результате которого состояние системы изменилось. Энтальпи́я, также тепловая функция и теплосодержание — термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных давления, энтропии и числа частиц. Если термомеханическую систему рассматривать как состоящую из макротела (газа) и поршня с грузом весом Р = p S, уравновешивающего давление газа р внутри сосуда, то такая система называется расширенной. Энтальпия или энергия расширенной системы Е равна сумме внутренней энергии газа U и потенциальной энергии поршня с грузом Eпот = pSx = pV; H = E = U + pV . Таким образом, энтальпия в данном состоянии представляет собой сумму внутренней энергии тела и работы, которую необходимо затратить, чтобы тело объёмом V ввести в окружающую среду, имеющую давление р и находящуюся с телом в равновесном состоянии. Энтальпия системы H — аналогично внутренней энергии и другим термодинамическим потенциалам  — имеет вполне определенное значение для каждого состояния, т. е. является функцией состояния. Следовательно, в процессе изменения состояния ΔH = H2 − H1. Изменение энтальпии не зависит от пути процесса, определяясь только начальным и конечным состоянием системы. Если система каким-либо путём возвращается в исходное состояние (круговой процесс), то изменение любого её параметра, являющегося функцией состояния, равно нулю, отсюда ΔH = 0, или же

Дифференциал энтальпии, выраженный в собственных переменных — через энтропию S и давление p:

Поскольку в квазиравновесных процессах  — количество теплоты, подведенной к
системе, отсюда вытекает физический смысл введения понятия энтальпии: ее изменение — это тепло, подведенное к системе в изобарическом процессе (при постоянном давлении). Практическое применение этой функции основано на том, что множество химических процессов в реальных или лабораторных условиях реализуются именно при постоянном (атмосферном) давлении, когда резервуар открыт. Так, энтальпия образования — количество энергии, которое выделяется или поглощается при образовании сложного вещества из простых веществ. Все химические реакции сопровождаются выделением (экзотермические) или поглощением (эндотермические) тепла. Мерой теплоты реакции служит изменение энтальпии ΔН, которая соответствует теплообмену при постоянном давлении. В случае экзотермических реакций система теряет тепло и ΔН — величина отрицательная. В случае эндотермических реакций система поглощает тепло и ΔН — величина положительная. Энтальпией системы удобно пользоваться в тех случаях, когда в качестве независимых переменных, определяющих состояние системы, выбирают давление р и температуру ТH = H(p,T). В этом случае изменение энтальпии в изобарическом процессе практически удобно рассчитывать, зная теплоемкость при постоянном давлении Cp(T):
Энтальпия — величина аддитивная (экстенсивная), т. е. для сложной системы равна сумме энтальпий её независимых частей . Подобно другим термодинамическим потенциалам, энтальпия определяется с точностью до постоянного слагаемого, которому в термодинамике часто придают произвольные значения (например, при расчете и построении тепловых диаграмм). При наличии немеханических сил величина энтальпии системы равна
где Xi — обобщённая сила; yi — обобщённая координата. Закон Гесса — основной закон термохимии, который формулируется следующим образом: Тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания. Иными словами, количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся при каком-либо процессе, всегда одно и то же, независимо от того, протекает ли данное химическое превращение в одну или в несколько стадий (при условии, что температура, давление и агрегатные состояния веществ одинаковы). Например, окисление глюкозы в организме осуществляется по очень сложному многостадийному механизму, однако суммарный тепловой эффект всех стадий данного процесса равен теплоте сгорания глюкозы. На рисунке приведено схематическое изображение некоторого обобщенного химического процесса превращения исходных веществ А1, А2… в продукты реакции В1, В2…, который может быть осуществлен различными путями в одну, две или три стадии, каждая из которых сопровождается тепловым эффектом ΔHi. Согласно закону Гесса, тепловые эффекты всех этих реакций связаны следующим соотношением: ΔH1 = ΔH2 + ΔH3 = ΔH4 + ΔH5 + ΔH6. Закон открыт русским химиком Г.И. Гессом в 1840 г.; он является частным случаем первого начала термодинамики применительно к химическим реакциям. Практическое значение закона Гесса состоит в том, что он позволяет рассчитывать тепловые эффекты самых разнообразных химических процессов; для этого обычно используют ряд следствий из него.
Следствия из закона Гесса: 1Тепловой эффект прямой реакции равен по величине и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции (закон Лавуазье — Лапласа).2Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот образования (ΔHf) продуктов реакции и исходных веществ, умноженных на стехиометрические коэффициенты (ν):
3Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот сгорания (ΔHc) исходных веществ и продуктов реакции, умноженных на стехиометрические коэффициенты (ν):
Таким образом, пользуясь табличными значениями теплот образования или сгорания веществ, можно рассчитать теплоту реакции, не прибегая к эксперименту. Табличные величины теплот образования и сгорания веществ обычно относятся к т.н. стандартным условиям. Для расчёта теплоты процесса, протекающего при иных условиях, необходимо использовать и другие законы термохимии, например, закон Кирхгофа, описывающий зависимость теплового эффекта реакции от температуры.
Если начальное и конечное состояния химической реакции (реакций) совпадают, то ее (их) тепловой эффект равен нулю.
30. Энергия химической связи. Энергия кристаллической решетки. Теплота сгорания топлива.
Энергия химической связи, равна работе, которую необходимо затратить, чтобы разделить молекулу на две части (атомы, группы атомов) и удалить их друг от друга на бесконечное расстояние. Например, если рассматривается энергия химической связи H3C—H в молекуле метана, то такими частицами являются метильная группа CH3 и атом водорода Н, если рассматривается энергия химической связи Н—Н в молекуле водорода, такими частицами являются атомы водорода. Энергия химической связи — частный случай энергии связи, обычно ее выражают в кдж/моль (ккал/моль); в зависимости от частиц, образующих химическую связь, характера взаимодействия между ними (ковалентная связь, водородная связь и другие виды химической связи), кратности связи (например, двойные, тройные связи) энергия химической связи имеет величину от 8—10 до 1000 кдж/моль. Для молекулы, содержащей две (или более) одинаковых связей, различают энергию каждой связи (энергию разрыва связи) и среднюю энергию связи, равную усредненной величине энергии разрыва этих связей. Так, энергия разрыва связи HO—H в молекуле воды, т. е. тепловой эффект реакции H2O = HO + H равен 495 кдж/моль, энергия разрыва связи Н—О в гидроксильной группе — 435 кдж/моль, средняя же энергия химической связи равна 465 кдж/моль. Различие между величинами энергий разрыва и средней энергией химической связи обусловлено тем, что при частичной диссоциации молекулы (разрыве одной связи) изменяется электронная конфигурация и взаимное расположение оставшихся в молекуле атомов, в результате чего изменяется их энергия взаимодействия. Величина энергии химической связи зависит от начальной энергии молекулы, об этом факте иногда говорят как о зависимости энергии химической связи от температуры. Обычно энергию химической связи рассматривают для случаев, когда молекулы находятся в стандартном состоянии или при 0 К. Именно эти значения энергий химических связяй приводятся обычно в справочниках. Энергия химической связи — важная характеристика, определяющая реакционную способность вещества и использующаяся при термодинамических и кинетических расчетах реакций химических. Энергия химической связи может быть косвенно определена по данным калориметрических измерений (см. Термохимия), расчетным способом (см. Квантовая химия), а также с помощью масс-спектроскопии и спектрального анализа.Энергия кристаллической решётки, равна работе, которую необходимо затратить, чтобы разделить и отделить друг от друга на бесконечное расстояние частицы, образующие кристаллическую решетку. Энергия кристаллической решетки является частным случаем энергии связи. Она зависит от типа частиц (молекул, атомов, ионов), из которых построена решетка кристалла, и характера взаимодействия между ними (см. Твердое тело). Энергия кристаллической решетки имеет величину от 10 кдж/моль до 4000 кдж/моль и может быть косвенно определена по данным калориметрических измерений (см. Термохимия) и другими методами. Величина энергии кристаллической решетки зависит также от начальной энергии частиц, образующих кристаллическую решетку; об этом факте иногда говорят как о зависимости энергии кристаллической решетки от температуры. Обычно энергию кристаллической решетки рассматривают для случаев, когда вещество находится в стандартном состоянии или при 0 К. Она в значительной степени определяет прочность связи между частицами в кристалле, а также такие его физические свойства, как прочность, твердость, температура плавления. Все вещества состоят из молекул, которые в свою очередь состоят из атомов. Для того чтобы разделить молекулу на отдельные атомы необходимо преодолеть их силы притяжения и затратить энергию. При соединении атомов энергия, напротив, выделяется.
На принципе выделения энергии при соединении атомов основано использование топлива. При сгорании топлива происходит химическая реакция, в результате которой атомы углерода соединяются с атомами кислорода (в результате образуется углекислый газ). При этом выделяется большое количество энергии. Количество теплоты, выделяющееся при полном сгорании топлива массой 1 кг, называют теплотой сгорания топлива. Теплота сгорания топлива обозначается латинской буквой Q и измеряется в Дж/кг. Вполне естественно, что различные вещества обладают разной теплотой сгорания. Теплота сгорания разных видов топлива даётся в таблицах. Зная теплоту сгорания топлива и его массу, можно легко определить выделившееся при этом количество теплоты по формуле: Q = q • m.
31. Энтропия. 2закон термодинамики.
Энтропи́я (от греч. ἐντροπία — поворот, превращение) в естественных науках — мера беспорядка системы, состоящей из многих элементов. В частности, в статистической физике — мера вероятности осуществления какого-либо макроскопического состояния; в теории информации — мера неопределённости какого-либо опыта (испытания), который может иметь разные исходы, а значит и количество информации; в исторической науке, для экспликации феномена альтернативности истории (инвариантности и вариативности исторического процесса).
Энтропия впервые введена Клаузиусом в термодинамике в 1865 году для определения меры необратимого рассеивания энергии, меры отклонения реального процесса от идеального. Определённая как сумма приведённых теплот, она является функцией состояния и остаётся постоянной при обратимых процессах, тогда как в необратимых — её изменение всегда положительно.,
где dS - приращение энтропии; δQ - минимальная теплота подведенная к системе; T - абсолютная температура процесса;
2-й закон — второе начало термодинамики: Второй закон термодинамики исключает возможность создания вечного двигателя второго рода. Имеется несколько различных, но в то же время эквивалентных формулировок этого закона. 1 — Постулат Клаузиуса. Процесс, при котором не происходит других изменений, кроме передачи теплоты от горячего тела к холодному, является необратимым, то есть теплота не может перейти от холодного тела к горячему без каких-либо других изменений в системе. Это явление называют рассеиванием или диссипацией энергии. 2 — Постулат Кельвина. Процесс, при котором работа переходит в теплоту без каких-либо других изменений в системе, является необратимым, то есть невозможно превратить в работу всю теплоту, взятую от источника с однородной температурой, не проводя других изменений в системе.
32. Энергия Гиббса и направленность химических реакций.
Свободная энергия Гиббса (или просто энергия Гиббса, или потенциал Гиббса, или термодинамический потенциал в узком смысле) — это термодинамический потенциал следующего вида:

Энергию Гиббса можно понимать как полную химическую энергию системы (кристалла, жидкости и т. д.)
Понятие энергии Гиббса широко используется в термодинамике и химии.
Классическим определением энергии Гиббса является выражениегде U — внутренняя энергия, P — давление, V — объем, T — абсолютная температура, S — энтропия.
Дифференциал энергии Гиббса для системы с постоянным числом частиц, выраженный в собственных переменных - через давление p и температуру T: Для системы с переменным числом частиц этот дифференциал записывается так: Здесь μ — химический потенциал, который можно определить как энергию, которую необходимо затратить, чтобы добавить в систему ещё одну частицу.
Связь с термодинамической устойчивостью системы
Покажем, что минимум потенциала Гиббса соответствует устойчивому равновесию термодинамической системы с фиксированными температурой, давлением и числом частиц.
Запишем обобщённое уравнение первого и второго начал термодинамики:
1915580445
При
249555150683
19050130175
19155126975
Таким образом в системе при постоянных температуре и давлении энергия Гиббса достигает минимального значения
Применение в химии.
Связь с химическим потенциалом
1399705539910Используя свойства экстенсивности термодинамических потенциалов, математическим следствием которых является соотношение Гиббса-Дюгема, можно показать, что химический потенциал есть отношение энергии Гиббса к числу частиц в системе:
Если система состоит из частиц нескольких сортов i с числом Ni частиц каждого сорта, то соотношения Гиббса-Дюгема приводят к выражению
6481030381
Химический потенциал применяется при анализе систем с переменным числом частиц, а также при изучении фазовых переходов. Так, исходя из соотношений Гиббса-Дюгема и из условий равенства химических потенциалов μ1 = μ2 находящихся в равновесии друг с другом фаз, можно получить уравнение Клапейрона-Клаузиуса, определяющее линию сосуществования двух фаз в координатах (p,T) через термодинамические параметры (удельные объёмы) фаз и теплоту перехода между фазамиЭнергия Гиббса и направление протекания реакции
В химических процессах одновременно действуют два противоположных фактора — энтропийный (TΔS) и энтальпийный (ΔH). Суммарный эффект этих противоположных факторов в процессах, протекающих при постоянном давлении и температуре, определяет изменение энергии Гиббса (G):

Из этого выражения следует, что 168235510790, то есть некоторое количество теплоты расходуется на увеличение энтропии (TΔS), эта часть энергии потеряна для совершения полезной работы, её часто называют связанной энергией. Другая часть теплоты (ΔG) может быть использована для совершения работы, поэтому энергию Гиббса часто называют также свободной энергией.
Характер изменения энергии Гиббса позволяет судить о принципиальной возможности осуществления процесса. При ΔG < 0 процесс может протекать, при ΔG > 0 процесс протекать не может (иными словами, если энергия Гиббса в исходном состоянии системы больше, чем в конечном, то процесс принципиально может протекать, если наоборот — то не может). Если же ΔG = 0, то система находится в состоянии химического равновесия.
Обратите внимание, что речь идёт исключительно о принципиальной возможности протекания реакции. В реальных же условиях реакция может не начинаться и при соблюдении неравенства ΔG < 0 (по кинетическим причинам).
Существует полезное соотношение, связывающее изменение свободной энергии Гиббса в ходе химической реакции с её константой равновесия :2161037030
Вообще говоря, любая реакция может быть рассмотрена как обратимая (даже если на практике она таковой не является). При этом константа равновесия определяется как
где  — константа скорости прямой реакции,  — константа скорости обратной реакции.
33. Химическое равновесие. Условие химического равновесия. Константа равновесия.
Химическое равновесие — состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических реакций, причем скорости в каждой паре прямая-обратная реакция равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.[1]А + В ⇄ С + D
В состоянии равновесия скорости прямой и обратной реакции становятся равными
Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье — Брауна-Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняются закономерности, которая была высказана в общем виде в 1885 году французским ученым Ле-Шателье. Факторы влияющие на химическое равновесие:1) температураПри увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении в сторону экзотермической (выделение) реакции. CaCO3=CaO+CO2 -Q t↑ →, t↓ ←
N2+3H2↔2NH3 +Q t↑ ←, t↓ →
2) давлениеПри увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении в сторону большего объёма. Этот принцип действует только на газы, т.е. если в реакции участвуют твердые вещества, то они в расчет не берутся.
CaCO3=CaO+CO2 P↑ ←, P↓ →
0моль=0моль+1моль
3) концентрация исходных веществ и продуктов реакции
При увеличении концентрации одного из исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при увеличении концентрации продуктов реакции в сторону исходных веществ.
S2+2O2=2SO2 [S],[O]↑ →, [SO2]↑ ←
Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия.
Конста́нта равнове́сия — величина, определяющая для данной химической реакции соотношение между термодинамическими активностями (либо, в зависимости от условий протекания реакции, парциальными давлениями, концентрациями или фугитивностями) исходных веществ и продуктов в состоянии химического равновесия (в соответствии с законом действующих масс). Зная константу равновесия реакции, можно рассчитать равновесный состав реагирующей смеси, предельный выход продуктов, определить направление протекания реакции.
34. Принцип Ле Шателье. Влияние температуры, давления, концентраций веществ на смещение химического равовесия.
Принцип Ле Шателье — Брауна (1884 г.) — если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-нибудь из условий (температура, давление, концентрация), то равновесие смещается таким образом, чтобы компенсировать изменение.
Анри Ле Шателье (Франция) сформулировал этот термодинамический принцип подвижного равновесия, позже обобщённый Карлом Брауном.
Влияние температуры
В каждой обратимой реакции одно из направлений отвечает экзотермическому процессу, а другое — эндотермическому. N2 + 3H2 ⇄ 2NH3 + Q
Прямая реакция — экзотермическая, а обратная реакция — эндотермическая.Влияние изменения температуры на положение химического равновесия подчиняется следующим правилам: При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры — в направлении экзотермической реакции.
Влияние давления
Во всех реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объёма за счёт изменения количества вещества при переходе от исходных веществ к продуктам, на положение равновесия влияет давление в системе.
Влияние давления на положение равновесия подчиняется следующим правилам: При повышении давления равновесие сдвигается в сторону уменьшения газовых молей при понижении давления равновесие сдвигается в сторону увеличения числа газовых молей N2 + 3H2 ↔ 2NH3
Таким образом, при переходе от исходных веществ к продуктам объем газов уменьшился вдвое. Значит, при повышении давления равновесие смещается в сторону образования NH3, о чем свидетельствуют следующие данные для реакции синтеза аммиака при 400°С:
давление, МПа 0,1 10 20 30 60 100
объемная доля NH3, % 0,4 26 36 46 66 80
Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:
1.При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции;
2.повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ.
42. Строение и свойства воды. Характеристика природных вод. Роль воды в окружающем мире очень велика.70,8% земного шара состоит из воды, тело человека на 65%. Природная вода- смесь молекул: Н216О, Н218О, НD16О; тяжёлая вода: D216О, D217О; сверхтяжелая:Т2О. Масса 1мг. очищенной речной воды принята за единицу массы и называется граммом. Вода обладает ономально высокой теплоемкостью-4,18 КДж/кг*К.
Некоторые физико-химические свойства воды: * t плавления-00С,* t плавления-1000С, *удельная теплоёмкость-4,18 кДж/кг*К(при 200С), *диэлектрическая проницаемость-88,3.
Аномалии воды:1При нагревании от0 до 40С убьем воды не увеличивается, а уменьшается и максимальная плотность достигает при 40С. 2При замерзании расширяется, плотность уменьшается. 3Температура замерзания увеличивается, давление понижается, как этого следовало бы ожидать. 4Большая удельная теплоёмкость. 5Обладает большой растворяющей и диссоциирующей способностью. 6Обладает самыми большими поверхностными натяжениями, за исключением ртути. Реакционное вещество взаимодействует с оксидами металлов и неметаллов: Na2O+H2O=2NaOH. Вода обладает амфотерными свойствами:
Вода может быть как окислителем так и восстановителем. Вода является лигандом и координируется катионами и анионами. Вода вызывает процесс обменного разложения(гидролиз) Na2S+H2O=NaHS+NaON. Водородная связь-связь между положительно заряженным атомом водорода одной молекулы и отрицательно заряженным атомом другой молекулы.
Характеристики природных вод: По происхождению- атмосферные воды(осадочные), подземные(ключевые, колодезные), поверхностные(речные, озёрные). По принципу использования- питьевые, хозяйственные, технологические, лечебные. По количеству и характеру примесей- пресные, соленые, мягкие, жесткие, прозрачные, бесцветные, мутные, окрашенные. Примеси природных вод в зависимости от размера частиц:1Истино растворенные. 2Колойдные. 3Взвешенные. По химическому составу примесей:1Органические. 2Неогганические.
43. Жесткость воды. Виды жесткости. Методы умягчения воды.
Жёсткостьводы совокупность химических и физических свойств воды, связанных с содержанием в ней растворённых солей щёлочноземельных металлов, главным образом, кальция имагния. Вода с большим содержанием таких солей называется жёсткой, с малым содержанием — мягкой. Общая жесткость: карбонатная, некарбонатная. Карбонатная(временная) обусловлена присутствием гидрокарбонатов кальция и магния, удаляющихся из воды при её кипячении. Некарбонатная(постоянная) обусловлена присутствием солей сильных кислот от сульфатов или хлоридов кальция и магния. Эти соли остаются после кипячения. Рекомендованная единица измерения концентрации —мг-экв/л, мг/л. По величине общей жёсткости различают воду мягкую (до 2 мг-экв/л), средней жёсткости (2-10 мг-экв/л) и жёсткую (более 10 мг-экв/л).
Жесткость воды снижает вкус, качество продуктов приготовленных с её использованием. Ж.В не дает пены с мылом, не пригодна для технических целей, образует накипь, приводит к сердечнососудистым забеливаниям и развитию мочекаменной болезни. Удаление солей кальция и магния называется водоумягчением. Методы: Термический- при нагревании до 120-1500С удаляются соли карбонатной жесткости. Реагентный метод основан на добавлении в воду соды или гашеной извести. При этом соли кальция и магния переходят в нерастворимые соединения и, как следствие, выпадают в осадок. Существует также несколько способов реагентного умягчения воды.
Известковый способ умягчения воды. Целесообразен для умягчения воды с высокой карбонатной жесткостью и невысокой некарбонатной жесткостью. При этом способе кроме извести в воду добавляют коагулянты.
Известково-содовый способ умягчения воды. Применяется лишь для относительно неглубокого умягчения до 1,4-1,8 мг-экв/л.
Содо-натриевый способ умягчения воды. Применяется для умягчения вод, в которых карбонатная жесткость немного больше некарбонатнойИонообменный метод умягчения воды. Сущность ионообменного метода заключается в способности ионообменных материалов (ионитов) поглощать из воды положительные или отрица-тельные ионы в обмен на эквивалентное количество ионов ионита.
44. Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель.
Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при растворении его в полярном растворителе или при плавлении. Константа диссоциации Kd определяется активностями катионов, анионов  и недиссоциированных молекул. Диссоциация в растворах: Диссоциация на ионы в растворах происходит вследствие взаимодействия растворённого вещества с растворителем; по данным спектроскопических методов, это взаимодействие носит в значительной мере химический характер. Наряду с  HYPERLINK "http://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%A1%D0%BE%D0%BB%D1%8C%D0%B2%D0%B0%D1%82%D0%B0%D1%86%D0%B8%D1%8F" \o "Сольватация" сольватирующей способностью молекул растворителя определённую роль в электролитической диссоциации играет также макроскопическое свойство растворителя — его диэлектрическая проницаемость. Диссоциация плавления:Под действием высоких температур ионы кристаллической решётки начинают совершать колебания, кинетическая энергия повышается, и наступит такой момент (при температуре плавления вещества), когда она превысит энергию взаимодействия ионов. Результатом этого является распад вещества на ионы. Водоро́дный показа́тель, pH — мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр:
45. Гидролиз солей. Количественные характеристики гидролиза.
Гидролиз (от греч.  – вода и  – разложение) – это разложение водой. Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц. Давая такое определение реакции гидролиза, мы подчеркиваем, что соли в растворе находятся в виде ионов и движущей силой реакции является образование малодиссоциирующих частиц.
Типы гидролиза:
• гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион);• гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион);• совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион, и анион).
Закономерности гидролиза разбавленных растворов солей: Протекает:
Гидролиз соли слабого основания и сильной кислоты
Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания
Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания
Не протекает:
Гидролиз соли сильного основания и сильной кислоты: Na2SO4 + H2O → не идет
Константа гидролиза Кr- количественная характеристика гидролиза, характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу. Кr=Кw/К(основ.,кисл.)
Степень гидролиза hг (доля гидролизованных единиц) h=Cгид/С, где Cгид-концентрация гидролизированных молекул.
46. Виды кислотности и щелочности воды.
Кислотностью воды называют содержание в ней веществ, способных вступать в химическую реакцию с гидроксид-ионами ОН-. Кислотность воды определяется эквивалентным количеством гидроксида, необходимого для реакции. На кислотность влияют содержащиеся в воде органические кислоты и катионы металлов и органических оснований. Обозначается кислотность воды pH. pH=7 обозначает нейтральную среду, pH<7 – кислую, pH>7 – щелочную.
Щелочность воды мг-экв/л, определяется суммой содержащихся в воде гидроксильных ионов и анионов слабых кислот — угольной, органических, а также бикарбонатных и карбонатных ионов.
Активная щелочность обусловлена наличием свободных гидроксид-ионов. Общая щелочность обусловлена ещё и солями слабых кислот и сильных оснований, гидроксирующихся с образованием свободных гидроксид-ионов.Различают бикарбонатную, карбонатную и гидратную щелочность.Под щелочностью природных или очищенных вод понимают способность некоторых их компонентов связывать эквивалентное количество сильных кислот. Щелочность обусловлена наличием в воде анионов слабых кислот (карбонатов, гидрокарбонатов, силикатов, боратов, сульфитов, гидросульфитов, сульфидов, гидросульфидов, анионов гуминовых кислот, фосфатов). Их сумма называется общей щелочностью. Ввиду незначительной концентрации трех последних ионов общая щелочность воды обычно определяется только анионами угольной кислоты (карбонатная щелочность). Анионы, гидролизуясь, образуют гидроксид-ионы: 
CO32- + H2O <=> HCO3- + OH-
HCO3- + H2O <=> H2CO3 + OH-Щелочность определяется количеством сильной кислоты, необходимой для нейтрализации 1 дм3 воды. Щелочность большинства природных вод определяется только гидрокарбонатами кальция и магния, pH этих вод не превышает 8,3.Определение щелочности полезно при дозировании химических веществ, необходимых на обработку вод для водоснабжения, а также при реагентной очистке некоторых сточных вод.
47. Металлы. Нахождение металлов в природе, способы получения, применение. Мета́ллы — группа элементов, обладающая характерными металлическими свойствами, такими как высокая тепло- и электропроводность, положительный температурный коэффициент сопротивления, высокая пластичность и металлический блеск. Характерные свойства металлов:Металлический блеск (характерен не только для металлов: его имеют и неметаллы  HYPERLINK "http://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%98%D0%BE%D0%B4" \o "Иод" иод и углерод в виде графита). Хорошая электропроводность. Возможность лёгкой механической обработки (см.: пластичность; однако, некоторые металлы, например германий и висмут, непластичны). Высокая плотность (обычно металлы тяжелее неметаллов). Высокая температура плавления (исключения: ртуть, галлий и щелочные металлы). Большая теплопроводность. В реакциях чаще всего являются восстановителями. Нахождение в природе: Бо́льшая часть металлов присутствует в природе в виде руд и соединений. Они образуют оксиды, сульфиды, карбонаты и другие химические соединения. Для получения чистых металлов и дальнейшего их применения необходимо выделить их из руд и провести очистку. При необходимости проводят легирование и другую обработку металлов. Изучением этого занимается наука металлургия. Металлургия различает руды чёрных металлов (на основе железа) и цветных (в их состав не входит железо, всего около 70 элементов). Золото, серебро и  HYPERLINK "http://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9F%D0%BB%D0%B0%D1%82%D0%B8%D0%BD%D0%B0" \o "Платина" платинаотносятся также к драгоценным металлам. Кроме того, в малых количествах они присутствуют в морской воде, растениях, живых организмах (играя при этом важную роль). Известно, что организм человека на 3 % состоит из металлов[источник не указан 412 дней]. Больше всего в наших клетках кальция и натрия, сконцентрированного в лимфатических системах.Магний накапливается в мышцах и нервной системе, медь — в печени, железо — в крови. Существуют несколько основных способов получения —металлов.Восстановление:— из их оксидов углем или оксидом углерода (II) ZnО + С = Zn + СО Fе2О3 + ЗСО = 2Fе + ЗСО2— водородом WO3 + 3H2 =W + 3H2OСоО + Н2 = Со + Н2О— алюминотермия  4Аl + ЗМnО2 = 2А12О3 + ЗМnОбжигом сульфидов металлов и последующим восстановлением образовавшихся оксидов (например, углем) 2ZnS + ЗО2 = 2ZnО + 2SО2ZnО + С = СО + ZnЭлектролизом расплавов солей СuСl2, — Сu2+ 2СlКатод (восстановление): Анод (окисление):Сu2+ 2е- = Сu0                    2Cl - 2е- = Сl°2 
Применение металлов: металлургическая промышленность, с/х, медицина, строительство, атомная техника, электротехника, теплообменная аппаратура, отражатели, зеркала, авиационная и ракетная техника, нити и спирали накаливания финансовая отрасль (золотой запас государства), ювелирные изделия, электротехника (провода), теплообменники, вакуумные аппараты, химическая промышленность, компьютерная техника.48. Общие физико-химические свойства металлов.
Физические свойства: Все металлы (за исключением ртути) твердые вещества, с характерным металлическим блеском, имеют серебристо-белый цвет(медь-розово-красная,золото-жёлтое), обладают высокой электропроводностью, теплопроводностью. Для металлов характерны: 1 большой диапазон изменения плотности.(лёгкие, тяжелые) 2большой интервал температуры плавления(лёгкоплавкие,тугоплавкие). Химические свойства:Все s, d, f-элементы металлы, 10-р-элементов металлы: Al,Te,Sn,Ge,Ga,Pb,Po,Sb,Bi,In. Восстановление неметаллов Реакции с галогенами и кислородом воздуха протекают с различными скоростями и при различных температурах с разными металлами. Так, щелочные металлы легко окисляются кислородом воздуха и взаимодействуют с простыми веществами, железо и медь взаимодействуют с простыми веществами только при нагревании, золото и платиновые металлы не окисляются вообще. Многие металлы образуют на поверхности оксидную пленку, которая защищает их от дальнейшего окисления. 2Мg + О2 = 2МgО; 4Аl + ЗО2 = 2А12О3 ; 2К + Сl2 = 2КСlМенее энергично металлы взаимодействуют с серой: Сu + S = СuS; Fе + S = FеS.Трудно вступают в реакцию с азотом и фосфором: ЗМg + N2 = Мg3N2 (нитрид магния); ЗСа + 2Р = Са3Р2 (фосфид кальция). Активные металлы взаимодействуют с водородом: Са + Н2 = СаН2 (гидрид кальция); Взаимодействие с водой: Активные (щелочные и щелочноземельные металлы) образуют растворимое основание и водород: 2Na0 + 2H2O =>2NaOH + H2; Ca0 + 2H2O =>Ca(OH)2 + H2 Взаимодействие с неметаллами: 2Na+S=Na2S(cульфид натрия). Взаимодействие с кислотами: 2Na+H2SO4=Na2SO4+H2 Окисление - это способность металлов соединяться с кислородом и образовывать окислы металлов.
49. Общая характеристика, специфические особенности, основные положения теории химического строения органических веществ.
Основные элементы органических соединений-12С. Органические элементы(«рождающие органические соединения »)-С,Н,О,N,Р,S. Эти элементы, кроме водорода образуют «структурные скелеты» органических молекул. Природные источники органич. соединений: 1. Ископаемые-газ, нефть, уголь. 2.Растительные-древесина, хлопок. 3. Животного происхождения-жиры, мясо. Специфические особенности: 1 Очень многочисленны. 2 Более сложны и своеобразны чем неорганические: имеют более низкую температуру кипения, плавления, менее устойчивы при нагревании. 3 В большинстве неэлектролиты, не диссоциируют в растворах на ионы, медленно взаимодействуют друг с др. Основные положения: 1 Атомы в молекулах органических в-в соединены между собой в определенной последовательности согласно их валентностям. 2 Свойства веществ зависят не только от них качественного и количественного состава, но и от порядка соединения атомов в молекулах. Вещества имеющие одинаковый состав и одинаковую молекулярную массу, но различное строение молекулы и обладающие разными свойствами, называются изомерами. 3 Различные атомы и группы атомов в органической молекуле оказывают взаимное влияние друг на др.
50. Функциональные группы и классификация органических соединений.
Классификация орг. соединений.
Углеродный скелет – углеводородная часть орг. в-ва.
Если атом углерода связан с одним атомом углерода, то его называют первичным (I), с двумя – вторичным (II), с тремя – третичными (III) и т.д.
Функциональная группа – группа атомов (иногда атом), определяющая химические и физические св-ва соединений (-СООН, -ОН, -СНО и др.).
Функциональные группы образуют все атомы, кроме водорода, или группы атомов, связанные с углеродом.
Орг. соединения, в состав которых входят только углерод и водород, называются углеводородами – СхНy.
Ациклические соединения – соединения с открытой (незамкнутой) неразветвленной (нормальной) или разветвленной углеродной цепью, содержащей только атомы углерода и водорода; могут быть предельными и непредельными.
Соединения с одинарными связями между атомами углерода – предельные (насыщенные), соединения с кратными (двойными и тройными) углерод-углеродными связями – непредельные (ненасыщенные).
Циклические соединения – Соединения, в которых углеродные атомы образуют циклы (замкнутые циклы).
Карбоциклические содержат в цикле только атомы углерода, деляться на алициклические и ароматические.
Алициклические состоят из метиленовых групп, замкнутых в кольцо. (Общая формула – CnH2n).
Ароматические (арены) – соединения содержат в молекуле устойчивую циклическую группировку из шести атомов углерода (бензольное кольцо).
Гетероциклические – соединения содержат в цикле кроме атомов углерода другие атомы – кислород, азот, серу и др.
Углеводородные радикалы – остатки углеводородов, образующиеся при отнятии от молекулы одного, двух или нескольких атомов водорода.
Основные классы орг. соединений:
Предельные углеводороды-
Алканы – CnH2n+2 – все связи одинарные
Гомологический ряд: СН4-метан С2Н6 – этан С3Н8 – пропан С4Н10 – бутан С5Н12 – пентан С6Н14 – гексан С7Н16 – гептан С8Н18 – октан С9Н20 – нонан С10Н22 – декан
Циклоалканы СnH2n – содержат в молекуле циклы, построенные из атомов углерода, соединенные между собой одинарной связью.
Непредельные углеводороды-Алкены СnH2n – одна двойная связь. Алкины CnH2n-2 – одна тройная связь. Алкадиены CnH2n-2 (n=3,4,5…) – две двойные связи
а) кумулированные – двойныесвязи расположены рядом
б) изолированные – двойные связи разделены двумя или более простыми
в) сопряженные – двойные связи разделены одной простой.
51. Химические свойства органических соединений.
1. Реакции замещения. Правило Зайцева: легче всего замещаются атомы водорода, связанные с третичным углеродным атомом, труднее – со вторичным и совсем трудно с первычным.
а) галогенирование
Cl |
СН3-СН-СН2-СН3 + Cl2 = CH3-C-СН2-СН3 + HCl
| |
CH3 CH3
Cl Cl Cl | | |
CH3-C-CH2-CH3 + Cl2 = CH3-C-CH-CH3 + HCl | |
CH3 CH3 Cl Cl Cl Cl | | | |
CH3-C-CH-CH3 + Cl2 = CH3-C-C-CH3 + HCl | | |
CH3 CH3 CL
б) нитрование (Коновалов). При нагревании HNO3 действует как окислитель, соблюдается правило Зайцева
CH3-CH2-CH3 + HNO3 = CH3-CH-CH3 +H2O
|
NO2
2. Реакции присоединения (гидрогалогенирование)
Правило В.В. Марковникова: водород галогенводорода присоединяется по месту двойной связи к тому атому углерода, который соединен с большим количеством атомов водорода, а галоген – к углероду с меньшим числом атомов водорода
H2C=CH-CH3 + HBr = H3C-CH-CH3
|
Br
3. Реакции расщепления (дигидририрование)
а) образование непредельных углеводородов (термическое разложение)
б) образование циклов
в) расщепление – в результате разрыва связей С-С, из высших алканов образуются более простые молекулы алканов и алкинов4. Реакции окисления а) окисление алканов б) горение
5. Полимеризация – молекулы низкомолекулярных соединений, соединяясь между собой, образуют новое вещество – полимер
6. Гидратация (присоединения воды) идет с образованием спиртов в соответствии с правилом Марковникова.
52. Изомерия органических соединений. Виды изомерии.
Вещества, имеющие одинаковый состав и одинаковую молярную массу, но различное строение молекулы и обладающие разными свойствами, называются изомерами.
Виды изомерии: структурная и пространственная.
Углеводороды с неразветвленной цепью углеродных атомов наз. нормальными, разветвленная – изо-.
Явление, при котором одной и той же молекулярной формуле отвечают несколько углеводородов с различным строением углеродного скелета, наз. структурной изомерией – изомерией углеродного скелета.
Для циклоалканов структурная изомерия обусловлена: а) размером цикла б) изомерией боковой цепи в) расположением заместителей в цикле
Для непредельных углеводородов проявляется изомерия, зависящая от положения кратных связей в цепи.
Для циклоалканов, алкенов, алкадиенов возможна пространственная изомерия.
В молекулах наблюдается пространственная изомерия цис- транс- изомерия положения заместителей относительно плоскости цикла или плоскости двойной связи.
Цис- форма – заместители находятся по одну сторону от плоскости цикла (циклоалканы) или относительно плоскости двойной связи (алкены, алкадиены) транс-форма – по разные стороны.
Цис- и транс- изомеры представляют собой разные индивидуальные вещества.
53. Общие представления о высокомолекулярных соединениях (ВМС), их классификация.
ВМС – органические вещества, молекулы которых состоят из большого числа повторяющихся структурных единиц (элементарных звеньев).
Мономеры – низкомолекулярные соединения, которые при определенных условиях (t, P, kt) способны реагировать между собой или с молекулами других веществ, образуя макромолекулы ВМС.
ВМС, макромолекулы которых состоят из повторяющихся группировок, имеющих одинаковое строение, наз. полимерами.
nM (-M-)n
M – молекула мономера
(-M-) – макромолекула ВМС, состоящая из многократно повторяющихся групп атомов фрагмента -M-.
Группа атомов фрагмента -М- наз. структурным или элементарным звеном макромолекулы, это одинаковые, многократно повторяющиеся группы атомов.
n – степень полимеризации, показывает сколько молекул мономера соединились между собой.
ВМС, макромолекулы которых содержат несколько типов повторяющихся группировок, наз. сополимерами.
Классификация ВМС:
1. по происхождению: - природные -синтетические
2. по строению макромолекул: -линейные -разветвленные -сшитые
3. по форме макромолекул в пространстве: -глобулярные -гомоцепные
4. по химическому составу главной цепи - гетероцепные -фибриллярные
5. по отношению к нагреванию -термопластичные -термореактивные
6. по важнейшим физико-химическим свойствам, по применению: -пластмассы -каучуки -хим. волокна -лакокрасочные материалы –клеи
54. Синтетические высокомолекулярные соединения и полимерные материалы на их основе.
Пластмассы – материалы на основе полимеров, способные приобретать заданную форму при нагревании и сохранять ее при охлаждении.
Полиэтилен:
nCH2=CH2 --- n(-CH2-CH2-) --- (-CH2-CH2-)n
этилен элем. звено полиэтилен
Тефлон:
nCF2=CF2 --- n(-CF2-CF2-) --- (-CF2-CF2-)n
тетрафторэтилен тефлонФенолформальдегидные пластмассы являются продуктом поликонденсации фенола и формальдегида
Каучуки – материалы на основе пилимеров, обладающие при н.у. эластичностью и отчасти пластическими свойствами.
Натуральный каучук – природный полимер, обладающий высокой эластичностью. Структурной единицей натурального каучука является изопреновая группа:
[CH2-C(CH3)=CH-CH2-]n
Бутадиеновый каучук – синтетический каучук, полученный на основе бутациена-1,3
[-CH2-CH=CH-CH2-]n
Изопреновый каучук – синтетический аналог природного каучука, имеет подобное ему строение.
55. Методы синтеза высокомолекулярных соединений.
Полимеризация – реакция соединения молекул мономера, протекающая за счет разрыва кратных связей и не сопровождающаяся выделением побочных низкомолекулярных веществ.
Типы полимеризации – ионная (протекает через образование ионов) и радикальная (идет с участием свободных радикалов).
Стадии радикальной полимеризации:
1. Инициирование – образование активных центров – радикалов.
Инициаторами служат пероксиды, азосоединения –N=N-, способные распадаться с образованием свободных радикалов.
(C4H5COO)2 --- 2C6H5COO. --- 2R.R. + CH2=CHCl --- R-CH2-CHCl.
2. Рост цепи – присоединение к образовавшемуся макрорадикалу большого количества молекул мономера
CH2=CHCl + R-CH2-CHCl --- R-CH2-CHCl-CH2-CHCl---R-(-CH2-CHCl-)n-CH2-CHCl
3. Обрыв цепи – конец роста цепи связан с исчезновением свободного электрона у конечного звена макромолекулы
R-(-CH2-CHCl-)n-CH2-CHCl + CH2=CHCl --- R-(-CH2-CHCl-)n-CH2CH2Cl + CH=CHClИонная полимеризация проходит в присутствии катализаторов, которые способствуют образованию ионов. (Катализатор амид натрия).
1. Инициирование: Na+ +NH2- +CH2=CHR --- Na-CH2-CHR- + NH2
2. Рост цепи: Na-CH2-CHR- + CH2=CHR + NH2- --- Na-CH2-CHR-CH2-CHR- + NH2-
3. Обрыв цепи: Na-CH2-CHR-CH2-CHR- + NH2- --- CH2-CHR-CH2-CHR + NaNH2
Поликонденсация – процесс образования полимеров путем химического взаимодействия молекул мономеров, сопровождающийся выделением низкомолекулярных веществ, если в реакции участвуют разные мономеры, процесс называется сополиконденсацией.
NH2-(CH2)5-COOH + NH2-(CH2)5-COOH --- NH2-(CH2)5-CO-NH-(CH2)5-COOH + H2O
[-CO-NH-(CH2)5-]n
56. Нанотехнологии. Нанохимия. Методы получения, стабилизации и исследования наночастиц. Области применения.
Нанотехнология – технология объектов, размеры которых, хотя бы в одном измерении, составляют порядка 10-9 м (атомы, молекулы), исключающая процесс разделения, сборки и изменения материалов путем воздействия на них одним атомом или одной молекулой.
Нанохимия – исследует получение, свойства и реакционную способность частиц и сформированных из них ансамблей, которые по крайней мере в одном измерении имеют размер менее 10 нм.
Два аспекта нанохимии:
1. Связан с пониманием особенностей хим. свойств и реакционной способностью частиц, состоящих из небольшого числа атомов.
2. Состоит в применении нанохимии для получения, модификации, стабилизации изолированных наночастиц и направленной их самосборки в более сложные наноструктуры.
Наночастицы металлов размером 10 нм являются системами, обладающими избыточной энергией и высокой химической активностью, без энергии активацией вступают в процессы агрегации и в реакции с др. хим. соединенями с образованием веществ с новыми свойствами.
Установление связи между размером частиц и ее реакционной способностью – одна из наиболее важных проблем нанохимии.
Методы синтеза наночастиц:
Химические – позволяют получить и изучить наночастицы: конденсация при сверхнизких температурах, некоторые варианты химического, фотохимического и радиационного восстановления, лазерное испарение. Стабилизаторы наночастиц содержат поверхностно-активные вещества, соли нитратов и полимеры с функциональными группами.
Физические – позволяют на основе наночастиц получать наноматериалы и нанокомпозиты. Это варианты механохимического дробления, конденсация из газовой фазы, плазмохимические методы.
Методы исследования наночастиц:
в газовой фазе:
а) ионизация фотонами и электронами с последующим анализом получаемых масс-спектров
б) электронная просвечивающая микроскопия
по поверхности:
а)просвечивающая и сканирующая электронная микроскопия
б) дифракция электронов в) адсорбция газов
в объеме: а) просвечивающая и сканирующая электронная микроскопия б) электропроводность в) дифракция электронов г) рентгенография
Области применения:
1. Катализ на наночастицах2. Нанокристаллические оксиды металлов для снижения воздействия хим. оружия
3. Лазерная техника с использованием полупроводниковых наночастиц4. Синтез и применение систем из наночастиц металлов и различных биомолекул.
57. Фуллерены и углеродные нанотрубки. Состав, строение, область применения.
Фуллерены – новая разновдность многоатомных молекул углерода.
Молекула фуллерена состоит из 32-90 атомов углерода. Классическим считается фуллерен с 60 атомами.
Структура фуллерена – замкнутая поверхность сферы или сфероида, состоит из правильных шести- и пятиугольников с атомами углерода в их вершинах. Число пятиугольников всегда равно 12, а число шестиугольников может быть различным.
Фуллерены были открыты в 1985г. англ. уч. Г. Крото и ам. уч. Р. Керлом и Р. Смэллом.
Фуллерены образуются при термическом распылении графитового анода в электрической дуге в атмосфере гелия.
Фуллерены обладают высокой хим. активностью и способны образовывать множество новых хим. соединений с необычными свойствами.
Вещества на основе фуллеренов обладают сверхпроводимостью, по твердости превосходят алмазы.
Углеродные нанотрубки представляют собой протяженные межмолекулярные структуры углерода в виде полого цилиндра, обычно заканчиваются полусферой. Нанотрубки с открытими концами проявляют капиллярный эффект – способность втягивать в себя расплавленные металлы и др. жидкие вещества.
Возможности применения нанотрубок: сверхпрочные нити, композитные материалы, капсулы для активных молекул, хранение металлов и газов, прозрачные проводящие поверхности.

Приложенные файлы

  • docx 18157243
    Размер файла: 166 kB Загрузок: 0

Добавить комментарий