Лекции для сдачи экзамена по курсу Химия

Подождите немного. Документ загружается.

Экзаменационные задачи.

1. При взаимодействии 36 г трехвалентного металла с серной кислотой

выделилось 44,8л водорода. Определите металл. Рассчитайте молярную массу

эквивалента образовавшейся соли.

2. Титр раствора Na

равен 0,01 г/мл. Рассчитайте молярную и нормальную

концентрацию этого раствора.

3. В 1 л воды растворили 28г железного купороса (FeSO

·7H

O). Рассчитайте

молярность, нормальность и массовую долю полученного раствора, если его плотность 1,2

г/мл.

4. Какой объем 0,1н раствора серной кислоты можно приготовить из 0,5л ее 40%-го

раствора (плотность 40%-го раствора 1,3 г/см )?

5. Напишите полную электронную формулу атома технеция. К какому семейству он

относится? Укажите его внешний электронный уровень, формирующий электрон,

значения квантовых чисел для формирующего электрона, перечислите все его

возможные валентности.

6. Запишите полную электронную формулу атома элемента с формирующим

электроном 4d

. Укажите все его возможные валентности и значения квантовых чисел

для формирующего электрона.

1. Укажите число неспаренных электронов в основном и возбужденном состоянии

атома хлора.

7. Пользуясь таблицей электроотрицательностей, определите характер связей в

молекуле серной кислоты и ее натриевой соли.

8. Определите тип гибридизации и изобразите пространственную структуру

следующих молекул: ВеС1

, SiH

. Полярны ли эти молекулы?

9. Произведение растворимости хлорида серебра 1 , 7 8 · 10

-10

. Какой объем

воды потребуется для растворения одного грамма этого вещества?.

10. Укажите направление протекания процесса А= В+С при 200°С, если ΔН°х.р.= -20

кДж/моль, ΔS°х.р. = -100Дж/К.

12. Определите температуру равновесия системы А+В=2АВ, если

стандартные энтропии веществ А, В и АВ равны соответственно 5 Дж/моль-К,

10 Дж/моль-К и 50 Дж/моль-К, а изменение энтальпии в ходе этой реакции

равно 20 кДж/моль. При каких температурах относительно Т

возможно

самопроизвольное течение этой реакции в прямом направлении?

13. Рассчитайте, как изменится скорость реакции 2NO

(Г)

+О

2(Г)

=2NО

2(Г)

(k=0,2, у = 2),

если: а) увеличить объем системы в 2 раза; б) увеличить концентрацию NO в 2

раза; в) уменьшить температуру на 30°

14. Определите скорость реакции А+3В=2С, протекающей в газовой фазе, в

момент времени, когда концентрация вещества А изменилась на 0,1 моль/л, если

начальные концентрации веществ А и В равны соответственно 0,5 и 1 моль/л. К =

0,2. Как изменится скорость реакции при увеличении давления в системе в 2 раза?

15. Куда сместится равновесие системы 2А(г) + В(г) = С(г) + 3Д(т) (ΔН > 0} и как при

этом изменится константа равновесия, если а) увеличить давление в системе; б)

уменьшить объем системы; в)повысить температуру: г) увеличить концентрацию

вещества В, д) ввести катализатор?

16. Рассчитайте величину константы равновесия для реакции СН

4(Г)

+2О

2(Г)

=СО

2(Г)

+2Н

(Г)

, если известно, что исходные концентрации метана и кислорода равны

соответственно 6 моль/л и 8 моль/л, а к моменту наступления равновесия

прореагировало 50% кислорода.

17. Рассчитайте ионную силу в 0,5М растворе нитрата хрома(Ш).

18. Вычислите рН и рОН 0,05М раствора соляной кислоты и калия гидроксида.

Какой цвет в

данном растворе будут иметь а) метиловый оранжевый, б) фенолфталеин, в) лакмус?

19. Вычислите степень диссоциации в процентах в 0,05М растворе

хлорноватистой кислоты, если К

= 3·10

-8

20. Вычислите рН и рОН 0,01М раствора гидроксида аммония. Какой цвет в

данном растворе будут иметь а) метиловый оранжевый, 6} фенолфталеин, в)

лакмус?

21. Рассчитайте константу гидролиза по первой ступени для Na

и величину

рН в 0.01М растворе этой соли.

22. Получите реакциями обмена соли: Na

. Na

, Na

, NaNO

(молекулярное, ионное полное и сокращенное уравнения). Какая соль

гидролизуется в большей степени и почему? Ответ подтвердите расчетами.

23. Напишите реакцию взаимодействия перманганата калия с перекисью

водорода в кислой среде. Вычислите молярную массу эквивалента окислителя

и восстановителя. Будет ли взаимодействовать перекись водорода с КМnО

щелочной среде?

24. Вычислите величину электродного потенциала кобальта в 0,01М растворе

сульфата кобальта (II) и хрома в 0,001М растворе сульфата хрома (III).

25. Рассчитайте ЭДС железно-цинкового гальванического элемента при

стандартных условиях и при изменении активностей потенциалопределяющих ионов

в результате работы элемента в 10 раз по сравнению со стандартным значением.

Составьте схему гальванического элемента, запишите уравнения электродных

процессов и токообразующей реакции.

26. Составьте схему работы литиево-цинкового ГЭ, запишите уравнения электродных

процессов и токообразующей реакции, рассчитайте его ЭДС при стандартных условиях

(двумя способами). Приведите график поляризационных кривых.

27. Составьте схему работы железно-водородного гальванического элемента, запишите

уравнения электродных процессов и токообразующей реакции, рассчитайте ЭДС

(условия стандартные). Как будет изменяться рН среды в анодной и катодной зонах при

его работе?

28. Какой металл можно использовать в качестве анодного покрытия для

защиты от коррозии стального изделия (рН =11)? Составьте обоснованную

расчетом схему микрогальванического коррозионною элемента, запишите уравнения

процессов.

29. Обоснуйте возможность протекания коррозии сплава серебра и меди в кислой

среде (рН = 6) на воздухе. Составьте схему МГЭ, запишите уравнения реакций,

протекающих на анодных и катодных участках.

30. Рассчитайте время, необходимое для получения на железном изделии

цинкового покрытия массой 65г при прохождении тока силой 4 А через раствор

сульфата цинка, если выход по току цинка равен 50%. Запишите уравнения

процессов, протекающих на железном катоде (изделии) и цинковом аноде (рН=3).

Экзаменационные вопросы.

1. Закон эквивалентов: в-ва реагируют между собой пропорционально их

эквивалентам, т.е. 1 моль одного в-ва реагирует с 1 молем др в-ва. (для ур-я в обще виде:

(А)= υ

(В)= υ

(С)= υ

(D) – Кол-во эквивалентов ч-ла А= кол-ву эквивалентов ч-ла В…)

– кол-во эквивалентов. Эквивалент – реальная или условная часть в-ва, к-я может

замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо способом эквивалентна 1мц

иону водорода в кислотно-основных или обменных р-ях или 1му электрону в ОВР. М

–

молярная масса 1го моль эквивалентов в-ва (мол. масса эквивалентов). Для нахождения υ

в формулах учитываем М

, а не М υ

В-ВА

/ М

m= υ

*М

= V/V

V= υ

* V

Для нахождения молярной массы эквивалента в-ва(М

) используют фор-лу, где М-

мол.масса в-ва, n- число функциональных групп, В – валентность функциональной группы

= М/ n*B

Оксид – молярная масса, деленная на произведение валентности металла на число

атомов металла в молекуле (n- число атомов металла, B – валентность металла)

Гидроксид – молярная масса, деленная на валентность металла или число гидроксильных

групп, замещенных в данной реакции (n – число замещенных гидроксильных групп –

ОН) Кислота – молярная масса, деленная на основность кислоты в данной реакции (n –

число ионов Н, замещенных в данной реакции) Соль – молярная масса, деленная на

произведение валентности металла на число атомов металла в молекуле (n - n- число

атомов металла, B – валентность металла). Эквивалентная масса – г/моль, эквивалент –

моль Грамм-эквивалент–число граммов данного в-ва, численно равное его

эквивалентному весу Эквивалентный объем – объем, занимаемый при н.у. эквивалентом

взятого в-ва.

2. Спектры атомов. Ядро- 10^-15(-14)м. m Эл-на 9,1*10^(-31)кг.m(p)≈1.Спектральные

серии: УФ С Лаймана-на на 1й уровень, С Бальмера – на 2й, С Пашена – на 3й, С

Бреккета-на 4, С Пфунда- на5.Спектр испу – все серии линий, спектр поглощ – лин С

Лаймана ИК. Планетарная модель атома предложена Чичериным, Ломоносов в 4 февр

1888г об этом на заседании сообщил,письменного упоминания не было. 1903г

Томсон-«кекс» Изотопы-одинак ат №, разн масс ч-ла, Изотоны- одинак ч-ло нейтр – разн

ат №, Изобары-одинак масс ч-ла, разна т № 1991г – планетарная модель строения атома –

Резерфорда. В центре атома – ядро, состоящее из нуклонов – элементарных частиц., таких

как – нейтроны и протоны, окруженное электронами. Но она противоречила законам

классической физики→в микромире необходима новая теория – квантовая. Основные

положения для создания квантовой теории: 1. Гипотеза де Бройля 1924г –

корпускулярно-волновой дуализм электрона λ=h/mv, где h=6,626*10

-34

Дж*с 2.Принцип

неопределенности Гейзенберга Δx·Δp≥h/2π – произведение неопределенности Δx в

значении координаты тела в некоторый момент времени на неопределенность Δp в

значении его импульса в этот же момент времени равно или больше h/2π. Вероятность

нахождения электрона в той или иной точке пространства 3. Уравнение Шредингера –

математически оценивает вероятность нахождения на том или ином уровне в атомном

пространстве. Уравнение описывающее движение электрона подобно уравнению,

описывающему стоячую волну. Для описания движения электрона используют волновую

функцию «ψ»(пси) - ее рассматривают в трехмерном пространстве. Квадрат по модулю

этой ф-и ( |ψ(xyz)|

) равен вероятности нахождения частицы в единице объема, т.е.

плотности вероятности. Ур-е Шредингера связывает волновую ф-ю ψ с энергией общей

электрона,равной сумме потенциальной и кинетической энергий. Ψ зависит от Е – энергия

является строго определенной. Получила подтверждение гипотеза Бора – квантования

энергии. Квантовые числа Уровни, на которых могут находиться электроны –

дискретные, так как квантовые числа целочисленные. n – Главное квантовое число –

характеризует энергию уровня и удаленность этого уровня от ядра. Пространственно

характеризует размер уровня или слоя. Изменяется: 1,2,3,4..Обозначается (с лат. буквы K):

K,L,M,N… l – побочное квантовое число (орбитальное, азимутальное) – характеризует

энергию подуровня. Принимает значения от 0 до (n-1).Характеризует форму орбит

(электронных облаков). Обозначается s,p,d,f,g соответственно при l=0,1,2,3,4 m –

магнитное квантовое число – определяет значение проекции момента количества

движения на направление магнитного поля. Пространственная характеристика –

ориентация орбитали в пространстве под действием электромагнитного поля Земли

Изменяется от –l до +l. Число орбит данной формы (т.е. отвечающих одному и тому же

орбитальному квантовому числу l) в данном подуровне равно m=2l+1. Общее число

стационарных орбит (орбиталей), отвечающих главному квантовому числу n, равно n

. S

(ms) – Спиновое квантовое число – характеризует вращение электрона вокруг

собственной оси. Принимает два значения - + ½ и -½ в единицах количества движения.

Обозначается ↑↓. ↑ - s=+½, ↓ - s= -½. Два антипараллелльных электрона, находясь на

одной орбитали взаимно притягиваются, так как их силовые линии взаимно насыщаются –

спаренные (дублет) электронов. Электроны с параллельными спинами – отталкиваются –

неспаренные.

3. Правило заполнения электронных уровней и подуровней. Принцип наименьшей

энергии – в первую очередь заполняются электронами атомные орбитали с наименьшей

энергией. Порядок расположения Атомных Орбиталей по энергии:

1s<2s<2p<3s<3p<4s≈3d<4p<5s≈4d<5p<6s≈4f≈5d<6p<7s Принцип запрета Паули: в

атоме не может быть двух электронов со всеми одинаковыми квантовыми числами(не

может быть двух электронов в совершенно одинаковом состоянии) Следствие 1˚: на

одной орбитали только 2 электрона с антипараллельными спинами. N

ЧИСЛО ЭЛЕКТРОНОВ НА

ОРБИТАЛИ

=2, N

НА ПОДУРОВНЕ

=2(2l+1). S=2,p=6,d=10,f=14. N

НА УРОВНЕ

=2n

. (где N – число

электронов) Правило Гунда. При заполнении электронами орбитали заполняют так,

чтобы суммарный спин был максимальным. Правило Клечковского: заполнение

электронных орбиталей подчиняется правилу суммы «(n+l)», т.е. в первую очередь на ту

орбиталь, где (n+l) – min. В случае равенства сумм заполняется орбиталь с меньшим

значением главного квантового числа. Повышенной устойчивостью обладают уровни

заполненные на половину или полностью. Электронная конфигурация – картина

распределения электронов по энергетическим уровням и подуровням в атоме. В

зависимости от того, какая оболочка атома в невозб сост застраивается- элементы

подразделяют на электронные семейства. Формирующий эл-н - Эл-н,к-й последним

завершает формирование атомной оболочки элемента.

4. Переод з-н:1. св-ва прост тел, а также ф-мы и св-ва соед элем находятся в переодич

завис от велич ат масс. 2. св-ва хим эл-тов и образ ими прост и сл в-в наход в переод завис

от велич заряда ядер ат этихэл-тов или порядк номера эл-та. 3. св-ва хим эл-тов и обр

прост и сл в-в наход в переод завис от эл-х конфигураций ат этих эл-тов и их

повторяемости. (Триады Дёберейнера,Октавы Ньюлендса, Таблицы Одлинга и Мейера,

Мозли-естеств ряд хим эл, земная спираль Шанкуртуа). ок400 вар-в таблицы. 7 гориз

рядов, 8 верт столб(групп). Возраст ат номера,повторяющ сходн св-ва. Период- послед

ряд элем, в ат к-х происх заполн одинак числа эл-х Ур-й. показ внешн уровень и число

подур, на к-е распадается. Группа – верт ст элем с общ эл-й оболочкой внешн Ур-ня в

невозб сост.(одинак ч-ло валентн эл-в). ГлавнА и побВ группы. В Агр – внеш эл-ны

располож одинак и сходн эл ф-ла. По эл-м семействам распределяются в соотв с форм эл-

м. Радиус-по гр →убывает ↓возр, Эл-ть-характерезует спос-ть атома в хим соед притяг эл-

ны-→ув,↓ум. Эн-я ионизации-эн-я отрыва внеш эл-на от нейтр атома. →ув,↓ум.Сродство

к эл-ну- энерг, к-я выделяется при присоединении эл к нейтр ат.→увелич,↓уменьш.Осн-

→ум,↓возр. Кисл - →возр,↓ум.

5. Вал-ть – способность атома образовывать ковал св. Вал эл-ны – эл-ны, находящ на

внешн (валентной) оболочке атома и принимающие участие в образовании хим связи.

6. хим св – тогда,когда энерг выгодно. Длина связи-расстояние между ядрами в молек.

Опред эксперем. ≈сумма радиусов ат. В нанометрах.(10^-9) Эн св – разрыва и образ=по

абс велич,различны по знаку. Мет, ион, ков(пол,неп,дон-акц), водор.

7. Ковалентная связь – образована объединением пары валентных электронов с

антипараллельными спинами, находящимися между двумя ядрами атомов, в общую

электронную пару, к-я является связующей между взаимодействующими атомами.

Характерна–насыщаемость(в соответствии с принципом Паули)–одна орбиталь принимает

участие в образовании только одной ковалентной химической связи. Каждый атом

стремится перейти в устойчивое состояние, в котором неспаренные электроны

отсутствуют. Особенности ковалентной связи: Насыщаемость – способность

образовывать хим.связь в определенном направлении в зависимости от формы и взаимной

ориентации электронных облаков. По направленности: 1.σ(сигма) – при перекрывании

эл.облаков, где область максимальной Эл.плотности располагается на линии

соединяющей ядра атомов. Максимальная прочность и энергия – выгодна для молекул.

Возникает в первую очередь. 2.π(пи) – область максимального перекрывания электронных

облаков лежит по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов. Менее прочная –

возникает, если связь двойная или тройная. 3.δ(дельта) – возникает при взаимодействии d

электронных орбиталей всеми 4мя частями. Кратность(порядок связи) – кол-во общих

электронных пар между взаимодействующими атомами. Н-Н(1), О=О(2), N≡N(3), Н-С-

Н(1). Чем больше кратность связи, тем больше её энергия→прочнее. Валентный угол –

обусловлен направленностью ковалентной связи и представляет собой угол между

воображаемыми линиями, соединяющими ядра атомов. Полярность – степень смещения

общей электронной пары к одному из взаимодействующих атомов( к более

электроотрицательному). Н-Н неполярна – одинаковые атомы, связь симметрична,

общ.эл.пара посередине между ядрами атомов,дипольный момент связи=0. Н→Cl хлор

более электроотрицателен, на Cl частичный отрицательный заряд(δ-), на Н

частичн.положит. (δ+) – полюсы связи. Диполь. Полярная молекула. Полярность

количественно характеризуется дипольным моментом (μ=Δǽ), изм-ся в Дб – дибайтах.

Поляризуемость – возможность изменения частичного заряда на взаимодействующих

атомах в следствии еще большего смящения общей Эл.пары под действием внешних

электростатических сил. Разновидности: 1. Неполярная 2. Полярная – атомы с разной

электроотрицательностью Δǽ≤1,8 – ковал. полярн. связь, Δǽ≥1,8 – ионная связь. 3.

Донорно-акцепторная связь – отличается от обычной ковалентной тем, что связующая

эл.пара до образования свзи целиком принадлежала одному из взаимодействующих

атомов. Атом, предоставляющий неподеленную эл.пару – донор, атом, предоставляющий

свободную орбиталь(вакантную) – акцептор. Связь комплексообразователя(акц) с

лигандами(дон) в комплексных соединениях – всегда донорно-акцепторная. Связи

должны быть равноценны, поэтому происходит гибридизация. Гексо циано феррат калия.

Сульфат тетра амин кобальта. Ион св между внеш и внут сферой.

8. Ионная связь – возникает между противоположно заряженными ионами путем их

электростатического притяжения. Сами ионы образуются в результате полного смящения

общей эл.пары к одному из взаимодействующих атомов. Связь между типичными

металлами и типичными неметаллами. Ненасыщаемость. Ненаправленность связи. Легко

разрывается→в-ва сильные электролиты, легко диссоциируют. Металлическая связь –

между положительно заряженными катионами металла в узлах кристаллической решетки

и электронным газом (общие электроны между узлами решетки), возникающим в

результате отдачи металлом валентных электронов. Обуславливает свойства металлов –

электропроводность.

9. ММВ(Силы Ван-дер-Ваальса). Ориентационное взаимодействие (эффект

В.Кеезома) – (диполь-дипольное) между полярными молекулами, при к-м диполи

притягиваются друг к другу (ориентируются) противоположными полюсами.

Индукционное взаимодействие (эффект Дебая) – между полярными и неполярными

молекулами. Заключается в предварительном появлении диполя неполярные молекулы

при поляризации связей в ней. Дисперсионное взаимодействие(эффект Лондона) –

взаимодействие между неполярными частицами. Обусловлено – в любом атоме в каждый

момент времени существует неравномерность электронной плотности. Мгновенные

диполи взаимодействуют друг с другом – самое слабое взаимодействие. Водородная

связь – особый вид ММВ – между положительно поляризованным(заряж+) атомами

водорода в составе 1й молекулы и отрицательно поляризованным(заряж–)

гетероатомом(др.атомом) другой молекулы. Энергия водородн.связи невелика, но т.к.

таких связей очень много их суммарная энергия достаточно большая, чтобы влиять на

свойства веществ. Чем больше электроотрицательность гетероатома, тем сильнее

водородные связи.

10.Комплексные соединения(КС) – сложные соединения, в к-х наряду с обычными

ионными и ковалентными связями присутствуют связи, образованные по донорно-

акцепторному принципу. Анионные-Гексо циано феррат калия. Сульфат тетра амин

кобальта-катионные. Строение: КС включает внутреннюю сферу(комплексный ион) и

ионы внешней сферы. Центром внутренней сферы является комплексообразователь. Как

правило это ион металла(d-элемента).Вокруг комплексообразователя координируются

(располагаются) лиганды – частицы, к-е имеют хотя бы одну неподеленную электронную

пару. Лиганды бывают – нейтральные NH

-амин,СО-карбонил,Н

О-аква. – отрицательно

заряженные: ОН

-гидроксо,Cl

-хлоро,F

-фторо,Br

-бромо,CN

-циано. Связь

комплексообразователя с лигандами всегда донорно-акцепторная. Донор-атом в составе

лиганда, акцептор-комплексообразователь. Число лигандо во внутренней сфере –

координационное число. Часто равно удвоенной валентности комплексообразователя.

Заряд комплексного иона складывается из зарядов комплексообразователя и лигандо.

Комплексный ион связывается с ионами внешней сферы ионной связью. Кол-во ступеней

диссоциации равно КЧ. Сил эл-ты. К

НЕСТ

(внут сфера)=[компл-образ-тель

+_N

]

[лиганд]

/[вся

внут сфера

+_В

]

11.Гибридизация В случае, если атом образует несколько химических связей с др.

атомами, образуемые им связи по возможности должны быть равноценные, т.к. симметрия

увеличивает устойчивость молекулы. Однако, валентные электроны часто бывают

различны по форме и энергии. В момент образования связи происходит гибридизация

валентных орбиталей центрального атома, т.е. их выравнивание по форме и энергии.

Гибридные орбитали располагаются в пространстве так, чтобы свести к минимуму силы

отталкивания между ними(разойтись дальше). Если молекула симметричная→неполярная.

Дипольный момент молекулы рассчитывается, как векторная сумма дипольных моментов

всех связей μ

МОЛЕКУЛЫ

=∑μ

СВЯЗИ

s-p – гибридизация характерна для элементов IIгр А

подгруппы(главной) и для всех d-элементов и для f-элементов-линейная. s-p

гибридизация хар-на для элементов IIIгр А подгруппы(гл) – тригональная(плоская) s-p

гибридизация хар-на для элементов IV,V,VIгр А подгруппы(главной) – тетраэдр. s-p

-d

–

побочные подгруппы, н-р, S – форма молекулы в пространстве – октаэдр.

12. Равновесие в гетерогенной среде Фаза – гомогенная система или ее часть.

Совокупность однородных и одинаковых по составу, структуре и свойствам частей

системы, отделенных друг от друга поверхностью раздела, на которой свойства меняются

скачкообразно. Фазовые равновесия – гетерогенные равновесия, к-е устанавливаются

между различными фазами одной системы. Фазовый переход – переход в-ва из одного

фазового состояния в другое, сопровождающийся скачкообразным изменением свойств.

1го рода – сопровождается выделением или поглощением теплоты и изменением

объема(испарение, плавление, полиморфные переходы…) 2го рода – не выделяется или

поглощается теплота и не происходит изменения объема (переход мет в сверхпроводящее

состояние, переход жидкого гелия в сверхтекучее состояние) Правило фаз Гиббса-

Коновалова: число степеней свободы(С) в гетерогенной системе равно числу

компонентов(К) минус число фаз(Ф) и плюс число факторов, влияющее на равновесие(n)

(Р и Т – влияют). С=К-Ф+n К – число различных видов молекул, необходимое и

достаточное для построения данной системы. К – общее число различных видов молекул

минус число независимых хим. р-й между ними. Зависимые р-и – уравнения к-х

получаются в результате суммирования уравнений независимых р-й. Число степеней

свободы – число условий(Т, Р,С

КОНЦЕНТРАЦИЯ

), к-е можно изменять в известных пределах без

изменения числа и вида фаз системы. С=0 – система инвариантна(нонвариантна) –

реакция происходит при строго определенных условиях, характерных для данного в-ва.

(давление диссоциации, или упругостью диссоциации) С=n – многовариантна.

Гетерогенные системы различаются: по числу компонентов, по числу фаз, по числу

степеней свободы. Фазовая диаграмма – графическое изображение кривых, отражающая

зависимость фазового равновесия от Т и Р. Фазовая диаграмма H

O – диаграмма

однокомпонентной трехфазовой системы, на которую влияют температура и давление,

система инвариантная С=0. АО – кривая сублимации(С=1), ОС – кривая кипения(С=1),

ОВ – кривая плавления(С=0), О – тройная точка(С=0), С – критическая точка(Т=647К,

Р=220 атм), в областях между кривыми АО, ОС и ОВ С=2. Каждая кривая относится к

двухфазной системе(Ф=2), тройная точка – трехфазная система(Ф=3). Условие равновесия

между твердыми в-вами, жидкостями и газами в зависимости от Т и Р показывает эта

диаграмма, область между кривыми описывает существование 1й фазы, линии указывают

на равновесие между 2мя фазами, т.О – тройная точка(С=0) описывает условия

существования трех фаз.

13. ТД- наука о прекращении одних видов энергии в другие. Возникла, как теория

паровых машин, где теплота превращается в работу. Система – тело или группа

тел(объектов природы),отделенная от других реальной или воображаемой граничной

поверхностью. Среда – объекты не входящие в систему. Классификация систем: I По

характеру обмена с окр сред: Изолирована Нет обмена энергией, нет обмена веществом

ΔE=0, Δm=0, Закрытая Есть обмен энергией, нет обмена веществом ΔE≠0, Δm=0,

Открытые Есть обмен энергией и веществом ΔE≠0, Δm≠0 Все живые организмы –

открытые системы II По числу фаз в системе Фаза – часть системы, обладающая во всех

точках одинаковых химическими и физическими свойствами. Выделяют

однородные(гомогенные) системы, если имеется 2 или более фазы(гетерогенная),в ней

есть линия раздела фаз. Свойства систем можно разлить по характеру их зависимости от

количества вещества. Экстенсивные – они суммируются при соединениях, т.е. следуют

закону адиттивности (сложения) – длина, объем, масса. Интенсивные – не зависят от

массы, температуры, давления, вязкости. Процесс - переход системы из одного состояния

в другое. Классификация процессов: I По тепловому эффекту: Экзотермические – +Q

выделяется энергия(-ΔH), эндотермические – -Q поглощение энергии(+ΔH).

Термодинамическое – ур-е с указанием теплового эффекта I По неменяющемуся

параметру Изохорный V=const, Изобарный P=const, Изотермический T=const Состояние

системы – совокупность всех хим. и физ. свойств. К функциям состояния относятся U

– внутренняя энергия – полная энергия системы, включающая в себя все виды

потенциальной и кинетической энергии всех её частиц, т.е. энергию движения частиц,

энергию хим.св. и ММВ, внутриатомную и ядерную энергию и т.п.; H – энтальпия –

количество тепла, переданного системе при изобарном процессе расходующееся на

увеличение внутренней энергии и совершение работы; S – энтропия - характеризует

возможность протекания самопроизвольного процесса, введена Клаузисом в 1865г. – мера

вероятности состояния, чем сложнее порядок, тем труднее его реализовать; G – энергия

Гиббса (изобарно-термический потенциал) – связывает энтропию и энтальпию. ΔG –

критерий самопроизвольного протекания процесса ΔG<0 – р-я протекает

самопроизвольно, ΔG =0 наступает состояние равновесия, ΔG >0 самопроизвольный

процесс невозможен, возможна самопроизвольная обратная реакция; F – энергия

Гермгольца ΔF=ΔU-TΔS. Обмен энергией осуществляется в виде работы и теплоты – это

две формы передачи энергии. U –непосредственно измерить невозможно, можно только

ΔU – при взаимодействии с окружающей средой Q - теплота – мера энергии,

передаваемая от более нагретого, к более холодному телу. Передача за счет разности

температур. А – работа – мера энергии, передаваемая за счет перемещения масс.

Изохорный процесс: Q

=-ΔU, изобарный процесс Q

изменение энтальпии с обратным

знаком Q

=-ΔH, Q

=ΔH+A, Q

. Q

=ΔU+pΔV, pΔV=A – работа расширения. Если в-ва и

продукты находятся в стандартных условиях (P=101,3кПа=760мм.рт.ст, T=298К=25С).

ΔH

298

– стандартная энтальпия образования, тепловой эффект 1го моль в-ва в стандартных

условиях из простых в-в. 1е начало термодинамики: закон сохранения энергии.

Устанавливает эквивалентность при превращениях различных форм энергии, однако не

показывает в каком направлении и до какого предела протекает процесс. Считалось, что

самопроизвольно могут протекать только экзотермические р-и, но существуют и

самопроизвольные эндотермические процессы(испарение). Чем больше беспорядок – тем

более вероятно именно это состояние процесса, чем выше беспорядок – тем выше

энтропия. Газы – носители энтропии (S). Для большинства множеств их

термодинамическая вероятность достижения более вероятного состояния является

гигантским числом. Поэтому вместо величины термодинамической вероятности

используют значение энтропии S=R lnW, R – универсальная газовая постоянная, lnW –

натуральный логарифм термодинамической вероятности.

14. Закон Гесса: (следствие из 1го з-на термодинамики)тепловой эффект реакций не

зависит от промежуточных стадий, от пути процесса, а определяется только начальным и

конечным состоянием системы. Для расчетов используется следствие из з-на Гесса

Тепловой эффект реакции равен разности между суммой энтальпий продуктов р-й

предварительно умноженной на соответственные коэффициенты и суммой энтальпий

исходных веществ с учетом вклада каждого стехиометрического коэффициента.

ΔH

Х.Р.

=∑υ

ΔH

298(прод)

∑υ

ΔH

298(исх.в-в)

Величина ΔH позволяет судить о прочности

образующихся соединений. Чем меньше ΔH тем выше прочность образующихся

соединений Энтальпия образования простого в-ва равна 0. Важным положением из з-на

Гесса и его следствий является Закон Лавуазье-Лапласса : Тепловой эффект реакции

разложения точно равен и противоположен по знаку температурному эффекту реакции

образования.

15. 2е начало термодинамики: позволяет предвидеть направление химических процессов

в изолированной системе, энтропия в ней растет самопроизвольного процесса растет.

Клаузис: теплота не может сама собою перейти от холодного тела к теплому. Больцман:

энтропия изолированной системы стремится к максимусу. 3е начало термодинамики:

энтропия идеального кристалла при Т=0К равна 0. При понижении температуры любая

система переходит в состояние с большей внутренней упорядоченностью. Энтропия при

этом уменьшается. При приближении к абсолютному нулю температуры энтропия

стремится к нулю. Наименьшим значением энтропии обладают твердые кристаллические

вещества. Изменение энтропии при фазовых переходах: Следствие из з-на Гесса для

энтропии: ΔS

Х.Р.

=∑υ

298(прод)

∑υ

298(исх.в-в)

У простых в-в энтропия не равна 0.

16. Энергия Гиббса: объединенный закон ΔG = ΔH

Х.Р.

*10

–ТΔS

Х.Р.,

ΔH

Х.Р. –

энтальпийный фактор, ТΔS

Х.Р.

– энтропийный фактор. При ΔG =0 можно рассчитать

температуру равновения T

РАВН

= ΔH

Х.Р.

*10

/ ΔS

Х.Р.

По следствию из закона Гесса:

ΔG

Х.Р.

=∑υ

ΔG

298(прод)

∑υ

ΔG

298(исх.в-в)

ΔG=-RT lnK

РАВН.

Если использовать R=8,31 и переход

от натурального логарифма к десятичному, то K

РАВН

=10

-ΔG / 19,113 Т

17. Скор-ть х.р.- изм-е кол-ва в-ва реагента или продукта за определен пром времени.

Мех-м р-и-сов-ть и посл-ть стадий сложного процесса. З-н Гультберга и Ваагале-Действ

масс: скорость химической р-и прямо-пропорциональна произведению концентраций

реагирующих в-в в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в простейшем

случае. V=kSпов-тиC

, V=kC

. k – константа скорости р-и, зависит от природы, t,

катализатора. a,b – частные порядки р-и(порядки по в-ву), (a+b) – общий порядок реакции.

Влияние факторов: – природы реагирующих в-в Различие в силе кислоты делает отличной

скорость выделения водорода. – концентрации, Кроме того, существует классификация по

молекулярности: молекулярность определяется числом одновременных столкновений

молекул. Выше 3 не бывает, если коэффициент больше, значит р-я идет сложным путем. –

температуры, определяется 2мя закономерностями: приближенной и точной.

Концентрации твердых в-в в кинетическое ур-е не входят. В-ва, ослабляющие действие

катализатора – каталитические яды. В-ва, замедляющие скорость р-и – ингибиторы.

18. Приближенная – правило Вант-Гоффа: При повышении Т на каждые 10° скорость

хим.р-и увеличивается в 2÷4 раза. γ – температурный коэффициент р-и, показывает

изменение скорости р-и при изменении Т только на 10°. V=V*γ^{(t2-t1)/10} Для

биологических объектов γ=7-8 – изменение Т сильно влияет на состояние сист-мы.

Точную зависимость влияния Т на скорость р-и дает уравнение Аррениуса. k=z*p*e^(-

Ea/RT) k-константа скорости р-и, Z-число столкновений молекул, p-стехиометрический

фактор, учитывающий благоприятную ориентацию молекул, e-основание натурального

логарифма, E

-энергия активации, R-универсальная газовая постоянная, T-температура.

Установлено, что в 1 см

газа в минуту происходит ≈10

столкновений. При таком числе

любая р-я мгновенная→не каждое столкновение ведет к взаимодействию, тогда Сванте

Аррениус с предложил понятие Е

– энергия, необходимая для взаимодействия молекул,

избыточная энергия по сравнению со средней. Снизить энергию активации→увеличить

скорость р-и.

19. Катализатор – в-во изменяющее скорость хим.р-и и к концу процесса остающееся

неизменным. Ускорение р-и при применении катализатора идет за счет снижения энергии

активации. Установлено, что для гомогенной р-и процесс становится последовательным.

А+В=АВ – реакция идет медленно, 1) А+кат→Акат 2) Акат +В→АВ+кат – реакция идет

быстро. Высокой селективностью(избирательностью) обладают биологические

катализаторы – ферменты. Для гетерогенного катализа(в разных фазах в-во и катализатор)

– механизм иной. Существует несколько теорий, но главным во всех теориях является 5

стадий процесса: 1) Подвод в-ва к пов-ти катализатора. 2) Сорбция(поглощение) в-ва на

пов-ти катализатора. 3) Р-я на пов-ти, р-я на активных центрах катализатора. 4)

Десоббция(выход) продукта с пов-ти. 5) Отвод продукта от катализатора вглубь.

Каталитич яды – замедл действие катализатора. Ингибиторы – замедляют скорость р-и.

20. Состояние равновесия – состояние для которого характерно равенство скорости

прямой и обратной реакции. Большинство р-й обратимы – идут в 2х

направлениях. Лишь небольшая часть р-й протекает до конца – осадок. образование газа,

образование воды, с большим тепловым эффектом(ΔH«0) При наступлении равновесия

процесс не прекращается – образуются и распадаются одновременно равновесные

концентрации=const. Константа равновесия равна произведению равновесных

концентраций продуктов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам

деленное на произведение равновесных концентраций исх. в-в в степенях, равных

стехиометрическим коэффициентам. Константа равновесия показывает отношение

скорости прямой р-и к скорости обратной – физический смысл. Диссоциация – обратимый

процесс. К

НЕСТОЙКОСТИ

=К

НЕСТ

– константа диссоциации комплексного иона.

21. Закон действия масс(для обратимых р-й): химическое равновесие в обратимых р-ях

при постоянной Т устанавливается тогда, когда отношение произведения концентраций

образующихся веществ к произведению концентраций веществ, вступающих в р-ю,

становится равным постоянной для данной реакции величине k.Принцип Ле Шателье

если изменить одно из условий, при которых система находится в равновесии, то

равновесие будет смещаться в направлении реакций,

противодействующих(противоположных) внешнему воздействию. Влияние

концентрации (С) – если ↑С

ИСХ

→р-я в сторону продуктов. ↑С

ПРОД

←р-я в сторону исх. в-в.

↓ С

ИСХ

←р-я в сторону исх. в-в. ↓ С

ПРОД

→р-я в сторону продуктов. Влияние давления(Р)

↑Р→в сторону уменьшения кол-ва моль газа. ↓Р→ в сторону увеличения кол-ва моль газа.

Если р-я протекает с увеличением числа молекул(диссоциация), то повышение давления

препятствует, а уменьшение давления благоприятствует р-и. Если р-я протекает с

уменьшением числа молекул, то повышение давления благоприятствует р-и, а уменьшение

давления препятствует ей. Влияние температуры(Т) ↑Т→в сторону эндотермической р-и

(ΔН>0,-Q), ↓Т→в сторону экзотермической р-и (ΔН<0,+Q).

22. Адсорбция – поглощ в-ва поверхностным слоем др в-ва в рез-те его самопроизв

перехода из объема дисперсной среды. Повыш конц-и в-ва на гран раздела фаз. Протекает

произвольно – Эн Гиббса – (G<0). При адс – упорядочевание частиц – (S<0)-энтропия

уменьшается. С увел Т эн Гиббса возраст – при нек Т – равновесие. При T>Т

РАВН

десорбция. Физич адс – молек адсорбата удерж пов-тью адсорбента слаб силами межмол

притяж(сил Ваандервальса). При пост темп устанавл динамич равновесие. Невысок тепл

эффект(∆H<0). Хемосорбция – хим взаимод молек с пов-тью тверд тел, обычно необрат

процесс – образ хим связи (молек водорода про адсорб на пов-ть многих металлов

диссоциир на ат). Тепл эффект близок к эффекту хим реакц. ПАВ – понижают

поверхностн натяж в-ва,(ПИВ – инактивные –повышают пов натяж в-ва, ПНВ –

неактивные-не влияют на поверхностн натяж в-ва) Неполярн гидрофобн у/в части(хвосты)

и полярные гиброфильные группы(головы –СООН, -СОО, -ОН,-SO3, -NH2) Валериановая

к-та – СН3-(СН2)3-СООН, натриева соль стеариновой к-ты(мыло) – СН3-(СН2)16-

СООNa. Гидрофобн хвосты – выталкиваются из полярн растворителя,а гидрофильн

головы – удерживают ПАВ на границе раздела фаз. Активность ПАВ возрастает с

удлинением у/в части молекул и их конц-и. Влияют на смачиваемость. ПАВ плохо влияет

на экологию, для очистки вод – биологич ок-е ферментами.

23. Раств-система, сост из неск компонентов, относительные кол-ва к-х могут непрерывн

меняться в широких пределах. Насыщ, ненасыщ,перенасыщ. ∆H>0-эндоэффект –

растворение больш-ва тверд в-в. ∆H<0 – экзоэф – растворение газов и жидкостей, нек ТВ

в-в.Эл-ты,неэл-ты. Рас-ть газов – ув Т снижается,ув Р-повыш, раств ТВ в-в – ув Т-повыш.

Сольватация(гидратация)- взаимод частиц раств в-ва с

растворителем(водой).Сольваты(гидр)- комплексы образованные частицами раств в-ва и

окруж его растворителем(водой). Полярн молек – «раздирают»(ММВ, ион-дип,ион-

ионное).Слабополярные – поляризуют сначала, потом тоже самое. ∆H>0(разруш крист

реш) ∆H(сольватация)< ∆Hраств=∆Hразр+∆Hсольв

24. Растворы – гомогенные смеси переменного состава. Могут иметь любое

агрегатное состояние: твердое(растворы металлов), жидкое (растворы твердых, жидких,

газообразных веществ в жидкостях),газообразное (смеси газов). Концентрация в-ва –

физическая величина(размерная/безразмерная), определяющая количественный состав

раствора, смеси или расплава. Концентрация растворов – основная количественная

характеристика растворов, отражающая содержание растворенных веществ в единице

массы, единице объема раствора или растворителя (массовые, объемные, безразмерные).

Молярная конц-я (С

)– число молей растворенного вещества в 1 л раствора. Молярная

конц-я эквивалента(нормальная конц-я) (С

) – число молей эквивалентов растворенного

вещества в 1л раствора. Моляльность (С

) – число молей растворенного в-ва в 1000г

растворителя. Молярная доля (Х) – отношение числа молей данного компонента к сумме

молей всех компонентов раствора. Массовая доля (ω) – отношение массы растворенного

вещества к массе всего раствора (в % - число граммов растворенного вещества в 100г

раствора). Титр (Т) – число граммов растворенного вещества в 1мл раствора.

25. Дисперсн сист – дисперн фаза(частицы) и дисперсионная среда(непрер в-

во).Дисперсность обратно проп размеру частиц. Класс-я –По размеруГрубодисп(10^-5 –

10^-7) Коллоидно-дисп(10^-7 – 10^-9). По физич сост. По содерж раств в-ва. По

растворимости. Идеал раств-нет взаимод межд частиц-оч разбавл рас-ры. По топогр

признаку – корпускулярные(малы по 3м измер),фибриллярные(волокнист-малы по 2м

измер частицы), ламинарн(пленочные-част,к-е малы по 1му измерению) По ТД уст и хар-

ру образ – лиофобн сист(гидрофобные- образ из пересыщ сист или в рез-те дробления

более крупн частиц- ТД не уст) лиофильн сист(гидрофильн – образ самопроизв – ТД уст.)

ПОЛУЧЕНИЕ диспергационные методы – измельчением более крупн частиц-грубодисп

сист. Конденсационные-основаны на образовании частиц при кристаллизац и

конденсац(физич-конденс и химич методы-пересыщение). Золи- все сист – отвечающие

коллоидн степени дисперсности.(Аэрозоли, лиозоли). Взвеси Суспензии- дисп сист, сост

из жидк, в к-й распредел тверд в-во. Эмульсии-дисп сист из жидк, в к-й распред мелк

капли др жидк.

26. Рас-ры эл-тов – соли,щелочи-р-ры,где имеет место электролитическая диссоциация с

образованием ионов. Ступ диссоциация-КС и слаб Эл-ты многоосновные.

26 в- табл конц-й

27. К слабым электролитам относятся кислоты большинство органических, H

S, HNO

HCO

, основания Mg(OH)

, Al(OH)

, Mn(OH)

, соли(некоторые) Fe(SCN)

, Hg

. Типы

взаимодействия в р-х: 1.ММВ 2. И-д. Основные характеристики: С - конц.р-ра, α –

степень диссоциации, К

ДИС

– константа диссоц. α=С

/С, К=Сα

/1-α, если α-мало,то К=Сα

α=√(К/С) С

=√(К*С) З-н разбавления Оствальда-степ дисс-и уменьшается с увеличением

конц-и слаб эл-та. Многоосн слаб кисл и осн диссоциируют ступенчато (стрелка↔в две