Шпоры по химии

Подождите немного. Документ загружается.

Основные понятия т/д

Это наука, изучающая взаимные

превращения различных видов энергии. Она

делится на общую, термодинамическую,

хим. Вся т/д базируется на 3 законах,

изучением их заним-ся общая.

Термодинамическая т/д изучает законы

применительно тепловым двигателям. Хим.

изучает превращение энергии хим.

процессов. Система- это совокупность вещ-в,

тел условно обособленных от

окр.пространства и кот-е характер-ся опред.

св-ми(гомогенные,гетерогенные).

Гомогенные-однородная, между частями нет

физических границ раздела(расствор). Фаза-

часть сист-мы, характеризующаяся

однородностью.(одна) Гетерогенная-

неоднородная(2 и более фаз)(лёд,вода). Св-

во сист – параметры(t,V,P,p). Бывают

экстенсивные(зависят от кол-ва вещ-ва m,E)

и интенсивные(не зависят от кол-ва вещ-ва

P,t,p). Процессы: изохорические(const=V);

изотермические(const=T);

изобарические(const=P);

адсобатические(const=E). Сист-мы:

изолированные(невозможен обмен с внешней

ср энергией,вещ-ом); закрытые(не обмен.

вещ-ми, только эн); открытые(изменяются

масса,эн).

Т/д-ие функции системы

U- внутренняя энергия(полная энергия

частиц, составляющих данную систему, кин

и пот). Кин – эн поступательного,

вращательного, колебательного движения

молекул, атомов, ядер. Пот – эн обусловлена

силами притяжения и отталкивания частиц.

Определяют изменение эн при переходе от

одного состояния в другое, т.к. абсолютную

эн опред. невозможно. (^U=U2-U1) Q –

мера эн переданная от одного тела к другому

за счёт разницы тем-р этих тел. А – мера эн

-||- за счёт перемещения масс под действием

каких-либо сил. Теплота, подведённая к

системе, расходуется на увеличение её внутр

эн и на работу – 1-й закон т/д. (Q=^U+A) Q –

явл-ся ф-ией состояния системы и не зависит

от пути перехода от одного состояния к

другому.

Энтальпия(Н) – ф-я состояния сист

характеризующая теплосодержание сист при

постоянном давлении.

Энтропия(S) – ф-я состояния сист кот

характеризует часть эн, затрачиваемая на

беспорядочное движение частиц. Отражает

степень беспорядка. ^G –

термодинамический потенциал. ^H –

энтальпийный фактор, T^S – энтропийный

фактор.

Для изобарно-изотермического процесса

самопроизвольно протекают только те

процессы где ^G . ^G<0 – реакция

протекает самопроизвольно. ^G>0 – сист с

max содержанием эн, неустойчива. ^G=0 –

энергия const – система в равновесии. ^G=

^H – T^S ^H=

Энергетические эффекты хим реакций

Закон Гесса – тепловой эффект процесса не

зависит от пути перехода, а определяется

начальным и конечным состоянием.

Тепловой эффект – кол-во теплоты, кот

выделяется или поглощается при

постоянном девлении или объёме.

Термохимия – раздел химии изучающий

тепловые эффекты реакции. +Q –

эктодермическая; - Q – энтодермическая. В

основе т/д. расчётов лежит следствие закона

Гесса: Тепловой эффект реакции равен

сумме тепловых эффектов продукцов

реакции, за вычетом суммы тепловых

эффектов исходных веществ, с учётом

стехеометрических коэффициентов.

Кинетика хим процессов

Х/к. – это учение о скорости и механизме

хим реакций. Скорость х/р. – изменение

концентрации реагирующих вещ-в. за ед.

времени. Факторы влияющ на скорость:

- природа реагирующ вещ-в

- Концентрация

- тем-ра

- катализатор

- стпень окисл в-в

- степень измельчения в-в

Закон действия масс – зависимость скорости

от концентрации(скорость хим. реак. при

постоянной тем-ры прямопрапорциональна

произведению концентрции реагирующих в-

в взятых в степенях равных

стехеометрическим коэффициентам в ур-ии

реакции). Закон дейсивующих масс

справедлив только для гомогенных систем. К

– коэф. прапорциональности или const

скорости реакции.(Зависит от природы

реагирующих в-в тем-ры, катализатора, но

не зависит от концентрации). Влияние тем-

ры: при повышении тем-ры на каждые

10градусов скорость реакции увел в 2-4 раза.

Влияние катализаторов: Католизатор –

вещ-во кот увеличивает или уменьшает

время прохождения реакции. Хим

равновесие – хим реакции бывают

обратимые и необратмые. Католиз –

изменение скорости реакции в присутствии

катализатора. Ингабитор – замедляет

процесс хим рекции. К(р) – отношение

констант скоростей при данной тем-ре явл

вел постоянной. К(р) зависит от: природы

вещ-в,тем-ры,но не зависит от концентрации

Принцип Ле-Шателье: позволяет предвидить

в какую сторону сместится хим

равновесие. !!!Если на сист находящ в

равновесии оказать воздействие изменить

тем-ру,давление,концентрацию,то

равновесие сместится в торону ослабления

воздействия.

Растворы

Это однородные системы, состоящие из 2 и

боле компонентов, состав кот может

меняться в опред пределах без изменения

однородности. w – массовая доля это число

массовых частей расстворённого в 100-а гр

частях расствора.

Молярная концентрация – С(м) число молей

расстворённого вещ-ва содержащегося в

одном литре раствора.

Моляльная концентрация – С(м) число молей

растворённого вещ-ва в 1000 гр

растворителя. Расстворитель – полярные и

неполярные. Имеющие пол строение –

ионизирующие. Ионизирующую

способность растворителей характеризует

дилектрическая постоянная E(эпсила –

показывает во сколько раз силы

взаимодействия между зарядами в данной

среде меньше, чем в вакууме).

Электролит диссоциация

Это распад электролита на ионы под

действием полярных молекул растворителя.

Электролит – при растворении полярных

молекул или кристаллических вещ-в ионного

типа образуются растворы,проводящие эл

токи.(Соли,кислоты,основания)

- электролиты при растворении в воде

распадаются на положительные и

отрицательные ионы

- под действием электрического тока

положительные ионы направляются к

отрицательному аноду.

- Диссоциация процесс обратимый, т.е.

происходит ассоциация воссоединение

ионов.

Диссоциация – это самопроизвольный

процесс. G<0 Электролиты диссоциируют

полностью или частично.  - степень

диссоциации – это отношение числа

распавшихся на ионы молекул к числу

молекул растворённого вещ-ва. Сильные –

H2SO4, HCl, HNO3, HClO4, H2CrO4,

основания щелочные, соли. Слабые –

H2CO3, H2SO3, H3PO4, CH3COOH. !!!Тем-

ра увеличивает процесс диссоциации.

Металлы

В природе почти не встречаются(Fe2O3 –

гематит, пиролюзит, рутил,), часто в

виде солей – железный колчедан,

цинковая обманка, свинцовый блеск,

поваренная соль, сильинид, мел

известняк, малахит. Получение:

1)обжиг сульфидных руд, далее их

хлорируют. Восстановление: 1)из водных

растворов. 2)из расплавов

3)неметаллами(водородом, углеродом)

4)электролизом водных растворов

Хим св-ва: - все явл восстановит

- с кислородом, образ оксиды

- с неметаллами

- с водородом

- с галлогенами

- с водой(медь и аллюминий не

растворяются)

- с оксидами

- с растворами солей

- со щелочами(только амфотерны)

- с кислотами

Физ св-ва: - теплопроводность

- электропроводность

- мет блеск

- тугоплавкость

В конц серной кислоте окислитель – сульфат

ион – при взаимод с мет водород не

выделяется(Свинец и железо с конц серной

не взаимод) В конц азотной кислоте

пассивируются Al, Cr, Ni, Co. Разбавленная

серная не окислитель. Cu, Ag, Hg, Au – не

взаимод с разбавленной серной потому что

не смогут вытеснить водород. В соляной

кислоте окислитель водород.

ОВР – в основе передача эл.

(межмолекулярная, внутримолекулярная,

диспрапорционирование,

контрпрапорционирование)

Межмолекулярная – с изменением степени

окисления атомов в молекулах разных вещ-в.

Внутримолекулярная – с изменением

степени окисления атомов внутри одной

молекулы. Диспрапорионирование –

заключается в одновременном повышении

или понижении степени окисления

одинаковых атомов в молекуле одного и того

же вещ-ва. Контрпрапорционирование –

происходит путём изменения степени

окисления атомов одного и тогоже элемента,

при этом образуется новое соед, в кот

степень окисления образуется в

промежуточную. (+e - окис –e - восстан)

Правила: Кислая среда – если в исходном

ионе в сравнении с получившимся

недостаток кислорода, то этот недостаток

пополняется из воды с выделением

водорода. И наоборот. Щелочная – если в

исходном ионе в сравнении с получ

недостаток кислорода, тоон пополняется из

гадроксогрупп с выделением воды и

наоборот. Нейтральная – если недостаток

кислорода, то он пополняется из воды с

выделением водорода, избыток тоже из

воды, но выделяется гидроксогруппы.

Электрохим св-ва металлов

При погружении металлов в собственные

ионы устанавливается равновесие.

Потенциал на электроде называют

равновесным. Для его изменения нужен

гальваническийэлемент. Стандартный

потенциал металла – потенциал электрода в

растворе собственных ионов с их

активностью =1.

Гальванический элемент

Поляризация – это изменение потенциала

электрода при прохождении тока.

Поляризация: В отсутствие внешнего тока на

границе металл-раствор устаналивается

равновесие. Если приложить вн источник

тока, то с анода электроны уходят и

потенциал анода при положит токе

становится более положительным. На катоде

эл подводятся к катоду и поэтому потенциал

на катоде становится более

электроотрицательнее. Крнцентрационная

это изменение потенциала электрода

вследствие изменения концентрации

реагентов при прохождении тока. С

увеличением плотности тока растёт

концентрационная поляризация. ЭДС –

максимальная разность потенциалов

электродов, кот может быть получена при

работе гольван эл. ЭДС = катода - анода

Водородный электрод - газовый электрод;

нуль потенциал; состоит из

платинированной платины, контактирующей

с газообразным водородом, кот наход под

давлением, и раствором в кот активность

ионов Н равна 1. Гальванические покрытия

широко применяются во многих областях

техники: Защита от

коррозии(цинкование,кадмирование);

Придание красивого внешнего

вида(никелирование,хромирование,серебрен

ие,золочение); Повышение электрической

поводимости(меднение); Повышение

твёрости(хромирование)…

Электролиз

Это обратный процесс гальванического

элемента. Это окислительно-

востановительный процесс, протекающий в

рас-ре или расплаве под действием

постоянного электрического тока. При

прохождении тока изменяются потенциалы,

т.е. возникает электродная поляризация.

Концентрационная поляризация – вызванная

самой низкой скоростью первой стадией.

Химическая поляризация – вызванная с 1 по 4

стадию. Перенапряжение водорода –

поляризация электродов вызванная низкой

скоростью молизации водорода.

Перенапряжение может быть снижено

увеличением поверхности электродов, тем-

ры,концентрации, премешиванием, и

уменьшением тока и приминением

электродов-католизаторов. На катоде прежде

всего протекает реакция с наиболее

положительным потенциалом. В первую

очередь на аноде должны реагировать

наиболее сильные восстановители – вещ-ва,

имеющие наиболее отрицательный заряд.

Явление торможания анодного растворения

металла из-за образования защитных слоёв

наз-ся пассивностью металла. Используют

для: очистки металлов(меди,серебра,золота);

для получения гальванопокрытий…

Коррозия металлов

Это процесс самопрозвольного разрушения

металлов вследствии химического или

электрохимического взаимодействия с окр

средой. Классификация по механизму:

химическая, электрохимическая

биохимическая. Химическая – это

разрушение металла без возникновения хим

тока в системе. К хим можно отнести

газовую при высоких t(продукты-оксиды),

жидкостную(продукты-соли). Хим коррозия

протекает в растворах неэлектролита.

Биохимическая – разрушение металлов под

воздействием жизнидеятельности

микроорганизмов. Электрохимическая –

анодоне разрушение металла при работе

микро и макро гальванических элементов на

его поверхности(контактная, атмосферная,

почвенная, морская,) В электрохимической

коррозии выделяют стадии: 1)анодное

расстворение растворение металлов;

гидротация образовавшихся электронов

2)перетекание электронов с анодного

участка на катодный и возникновение

коррозионного тока. Кислородная

деполяризация – коррозия с поглощением

кислорода. Водородная деполяризация –

коррозия с выделением водорода. Защита от

коррозии: легирование; защитные

покрытия(искусственно создаваемые

покрытия метал изделий); металлические

покрытия(цинк,алюминий,никель,медь,хром

…); неметаллические покрытия(как

органические,так и органические).

Оксидирование – образование на

поверхности металла защитных оксидных

плнок. Ингибитор – веш-во, при добавлении

кот в небольших кол-вах в среду, где наход

металл, значительно уменьшается скорость

коррозии.

Строение атома

Атом любого элемента состоит из ядра и

электронов. В ядре сосредоточена почти вся

масса атома. Ядро имеет положительный

заряд равный по вел суммарному заряду всех

элктронов атома и поэтому атом – это

электроотрицательная частица.

Ядро состоит из

протонов(положительнозаряженная) и

нейтронов(электронейтральная).

Положительный заряд ядра элемента равен

порядковому номеру элемета в таблице

Менделеева. Электроны обладают

двойственной природой, т.е. электрон это

материальная частица, и электромагнитная

волна. Эл в атоме не имеют опред

траектории. Орбиталь – часть пространчтва

наиболее вероятное местонахождение

электрона.

Квантовые числа

Положение эл в атоме характеризуют

квантовые числа. 1. Главное – n

характеризует запас энергии эл в уровне.

Задавая n , мы задаём размеры атомной

орбитали. Оно равно номеру периода.

2.Орбитальное – l обеспечивает запас эл в

подуровне. Задавая L мы задаём фигуру

орбитали.

3. Магнитное – m опред ораентацию эл-го

облака в пространстве. Число значений

опред-ся m=2L+1

4. Спиновое m(S) – характеризует вращение

эл вокруг своей оси.

Принцип Паули: В атоме не может быть

более двух одинаковых электронов, кот.

характеризовались бы одинаковым

значением всех четырёх квантовых чисел.

Заполнение энер ячеек

Правило Гунда : эл заполняют ячейки с

максимальными спинами. Сначала

заполняются ячейки(уровни,подуровни) с

наименьшей эн. Заполнение эн уровней

происходит в порядке возрастания

суммы(n+L), а при равных значениях суммы

в порядке возрастания n. Ковалентность –

число неспаренных эл. Возбуждённое

состояние – атом становится при переходе

электрона на более высокие орбиты. Энергия

ионизации – энергия, необходимая для

удаления одного моля электронов от одного

моля атомов какого-либо элемента.

Сродство к электрону – энергия, кот

выделяется при присоединении моля

электронов к молю атомов.

Электроотрицательность – способность

атмов притягивать к себе электроны.

(Возрастает по периоду, уменьшается в

группах).

Хим связь

Это различные виды взяимодействий,

обуславливающие устойчивое

существование двух- и многоатомных

соединений. Основные виды: ионная,

ковалентная, металлическая. Ковалентная –

образованная путём обобществления пары эл

двумя атомами. Ков неполярная –

образованная одинаковыми атомами. Ков

полярная – один из атомов сильнее

притягивает электроны, пара смещается в

сторону этого атома. Направленность ков –

перекрывание электронных облаков по опред

направлениям. Насыщаемость –

ограничение числа электронов, наход на

внешних оболочках, кот могут участвовать в

образовании ков связи. Сигма связь –

образованна перекрыванием атомных

орбиталей по линии, соед ядра взаимод

атомов. Пи-связь – образованная

перекрыванием атомных орбиталей по обе

стороны линии, соед ядра атомов(боковые

перекрывания). Кратность – число связей

между атомами в методе валентных связей.

Полярность молекул – характеризуется

значением электрического момента диполя,

кот равен векторной сумме электрических

моментов диполей связей в молекуле. >0 -

молекула полярна 0 – молекула

неполярна. Ионная – представляет

электростатическое взаимодействие

отрицательно и положительно заряженных

ионов в хим соединении. Она проявляется в

твёрдых вещ-вах с ионной кристаллической

решеткой. Водородная – образованная

положительно поляризованным водородом

молекулы и электроотрицательным атомом.

Донорно-акцепторная – у одной молекулы

атом со свободной орбиталью, а у другой

атом с парой электронов. Ван-дер-Вальсовы

силы – силы притяжения двух молекул.