--PAGE_BREAK--связь, которая образуется в результате взаимодействия относительно свободных электронов с ионами металлов, называются металлической связью. Этот тип связи характерен для простых веществ- металлов).
основные черты химической связи:
1. снижение общей энергии системы по сравнению с суммарной энергией изолированных частиц, из которых это система состоит.
2.перераспределение электронной плотности в области химической связи.
15. Ионная связь образуется при взаимодействии атомов, которые резко отличаются друг от друга по электроотрицательности. Например, типичные металлы литий(Li), натрий(Na),калий(K),кальций (Ca), стронций(Sr), барий(Ba) образуют ионную связь с типичными неметаллами, в основном с галогенами.
Кроме галогенидов щелочных металлов, ионная связь также образуется в таких соединениях, как щелочи и соли. Например, в гидроксиде натрия(NaOH)и сульфате натрия(Na2SO4)ионные связи существуют только между атомами натрия и кислорода (остальные связи – ковалентные полярные).
Не обладает направленностью и насыщенностью.
16. Ковалентная связь - связь, осуществляемая за счет образования общих электронных пар, принадлежащих обоим атомам. Общая пара электронов может быть получена двумя способами: 1) каждый из атомов отдает в общее пользование по одному электрону (обменный механизм); 2) один атом отдает в общее пользование два электрона, а другой ни одного (донорно-акцепторный механизм).
Направленность– обуславливает пространственную структуру молекул, т.е. их геометрию (форму).
Насыщаемость– способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Вследствие насыщаемости связей молекулы имеют определенный состав: H2, CH4, H2S, HCl.
Полярность связихарактеризует степень смещения общей электронной пары к одному из атомов. Ковалентную связь, образованную одинаковыми атомами называют неполярной, а связь образованную разными атомами – полярной.
Валентный угол (угол между связями)– угол между линиями, соединяющими химически связанные атомы. Валентные углы в разных молекулах могут изменяться от 600 до 1800.
Кратность (порядок) связи– число электронных пар, участвующих в образовании связи. Для обычных ковалентных связей это число может быть равно 1,2 или 3.
17. Обменный механизм образования ковалентной связи. При сближении атомов, содержащих Неспаренные электроны, электронные оболочки атомов перекрываются между собой. При этом возникает общая пара электронов, одновременно принадлежащая обоим атомам. Каждый атом предоставляет в эту пару по одному неспаренному электрону. Пример: H. +.H→ H:Hили Н-Н. общую пару электронов иногда обозначают черточкой, которая и символизирует химическую связь. В образующейся молекуле Н2 каждому атому водорода принадлежат два электрона, т.е. эти атомы имеют такую же электронную конфигурацию, как и атом инертного газа гелия.
18. Валентность. Метод валентных связей.
Валентность атома – число химических связей, образованных данным атомом в соединении. Под числом химических связей подразумевают число общих пар электронов. В структурной формуле соединения, где химические связи изображены черточками, число черточек, отходящих от данного атома, равно его валентности. Пример. Атом кислорода в оксидах углерода СО и СО2 имеет валентность IIIи II, соответственно. Атом углерода в этих молекулах имеет валентность IIIи IV:
О≡С, О≡С≡О.
Понятие «валентность» применимо только к соединениям с ковалентными связями или к молекулам в газовой фазе. Валентность – это способность атомов присоединять или замещать определенное число атомов другого элемента.
Метод валентных связей.
А) химическая связь между двумя атомами возникает как результат перекрытия АО с образованием электронных пар.
Б) атомы, вступающие в химическую связь, обмениваются между собой электронами, которые образуют связывающие пары. Энергия обмена электронами между атомами (энергия притяжения атомов) вносит основной вклад в энергию химической связи. Дополнительный вклад в энергию связи дают кулоновские силы взаимодействия частиц.
В) в соответствии с принципом Паули химическая связь образуется лишь при взаимодействии электронов с разными спинами.
Г) характеристики химической связи (энергия, длина, полярность) определяются типом перекрывающихся АО.
Метод валентных связей. Ковалентная связь направлена в сторону максимального перекрывания АО реагирующих атомов.
19. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи. Донор, акцептор. При образовании донорно-акцепторной ковалентной связи один атом (донор) предоставляет в общее пользование электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь (орбиталь – область пространства, где наиболее вероятно нахождение электрона). Пример. Образование иона аммония (точками обозначена неподеленная пара электронов атома азота, пустым квадратиком – свободная 1s-орбиталь иона водорода):
В ионе аммония каждый из четырех атомов водорода связан с атомом общей электронной парой; три пары из четырех образованы по обменному механизму, одна – по донорно-акцепторному. Все связи H-N, образованные по двум различным механизмам, равноценны.
В качестве доноров обычно выступают атомы с большим количеством электронов, имеющие неподеленные пары электронов; например, азот, кислород, фтор.
20. Сигма-связь, пи-связь, дельта-связь, кратные связи.
δ-связь – ковалентная связь, образованная при перекрывании атомных орбиталей по линии, соединяющей ядра атомов.
π-связь – ковалентная связь, образованная при перекрывании атомных орбиталей вне линии, соединяющей ядра атомов.
дельта-связь – это
кратные связи – это
21. Пространственная конфигурация молекул. Линейная, угловая, плоская, тригональная, пирамидальная, тетраэдрическая.
Пространственная форма молекул – относительное расположение ядер атомов в пространстве.
Линейная: число электронных пар химических связей – 2; угол между связями – 1800; пример молекулы – ВеН2.;
угловая:число электронных пар химических связей – пример молекулы – Н2О;
плоская:
тригональная:
пирамидальная:
тетраэдрическая: число электронных пар химических связей – 4; угол между связями – 109,50; пример молекулы – СН4.
22. Гибридизация атомных орбиталей. Типы гибридизации.
Гибридизация атомных орбиталей– изменение формы некоторых атомных орбиталей при образовании ковалентной связи для достижения более эффективного перекрывания орбиталей. гибридизация осуществляется тогда, когда в образовании связей данного атома участвуют электроны разного типа.
Наиболее распространены следующие типы гибридизации:
a) sp3-гибридизация. Одна s-орбиталь и три p-орбитали превращаются в четыре одинаковые гибридные орбитали, оси которых расположены под углом 109,50 друг к другу. sp3-гибридизация имеет место в молекулах NH3, Н2О и во всех предельных углеводородах.
b) sp2-гибридизация. Одна s-орбиталь и две p-орбитали превращаются в три одинаковые гибридные орбитали, оси которых расположены под углом 1200 друг к другу. sp2-гибридизация имеет место в молекулах BF3, AlCl3, а также во всех этиленовых и ароматических углеводородах.
c) sp-гибридизация. Одна s-орбиталь и одна p-орбиталь превращаются в две одинаковые гибридные орбитали, оси которых расположены под углом 1800 друг к другу. sp-гибридизация имеет место в молекулах BeH2, BeF2, CO2, а также во всех ацетиленовых углеводородах.
23. Полярность молекул. Электрический момент диполя.
24. Водородная связь- вид химической связи типа А — Н… А'; образуется в результате взаимодействия атома водорода, связанного ковалентной связью с электроотрицательным атомом А (N, O, S и др.), и неподеленной парой электронов другого атома А' (обычно O, N). Атомы А и А' могут принадлежать как одной, так и разным молекулам. Водородная связь приводит к ассоциации одинаковых или различных молекул в комплексы; во многом определяет свойства воды и льда, молекулярных кристаллов, структуру и свойства многих синтетических полиамидов, белков, нуклеиновых кислот и др.Водородная связь — это своеобразная химическая связь. Она может быть межмолекулярной и внутримолекулярной. Межмолекулярная водородная связь возникает между молекулами, в состав которых входят водород и сильно электроотрицательный элемент — фтор, кислород, азот, реже хлор, сера. Поскольку в такой молекуле общая электронная пара сильно смещена от водорода к атому электроотрицательного элемента, а положительный заряд водорода сконцентрирован в малом объеме, то протон взаимодействует с неподеленной электронной парой другого атома или иона, обобществляя ее. В результате образуется вторая, более слабая связь, получившая название водородной. Обычно водородную связь обозначают точками и этим указывают, что она намного слабее ковалентной связи (примерно в 15-20 раз). Тем не менее, она ответственна за ассоциацию молекул. Например, образование димеров (в жидком состоянии они наиболее устойчивы) воды и уксусной кислоты можно представитьсхемами:
H — O....H — O
| |
H H
(H2O)2
O....H — O
// \
CH3 — C C — CH3
\ //
O — H....O
(CH3COOH) 2
Как видно из этих примеров, посредством водородной связи объединены две молекулы воды, а в случае уксусной кислоты — две молекулы кислоты с образованием циклической структуры.
Рассмотрим образование водородной связи на примере воды. Здесь водород оказывается одновременно стянутым к кислороду второй молекулы:
водород второй молекулы стянут к кислороду третьей молекулы и т д.:
Водородную связь обозначают тремя точками.
Рассмотренный на примере воды вид водородной связи называется межмолекулярной водородной связью.
Образование водородных связей играет важную роль, как в химических, так и в биологических системах. Существование водородных связей в воде чрезвычайно важно для биологических процессов, так как свойства воды (температура кипения и кристаллизации) в значительной мере определяются наличием системы связей О–Н… О–Н. Благодаря водородным связям вода имеет температуру кипения гораздо выше, чем следовало бы ожидать по ее молекулярной массе, а температура плавления воды почти на 200° С превышает ожидаемую на основании ее молекулярной массы.
25. Комплексные соединения, комплексообразователи, лиганды, коордиционное число. Классификация.
Комплексные соединения— сложные вещества, состоящие из центрального атома (комплексообразователя) и связанных с ним молекул или ионов (лигандов). Центральный атом и лиганды образуют внутреннюю сферу комплекса, которую при записи заключают в квадратные скобки.
Число лигандов, окружающих центральный атом, называется коордиционным числом комплекса. Ионы, окружающие комплекс, образуют внешнюю сферу комплекса. Связи во внутренней сфере образованы по донорно-акцепторному механизму (центральный атом – акцептор, лиганды – доноры электронов), связь между внутренней и внешней сферами комплекса – ионная. Заряд комплекса численно равен суммарному заряду внешней сферы и противоположен ему по знаку.
Различают катионные, анионные и нейтральные комплексы. Комплекс с положительным зарядом называют катионным, например [Cu(NH3)4]2+, с отрицательным зарядом – анионным, например [Cd(CN)4]2-, с нулевым зарядом – нейтральным, например Fe(CO)5.
Заряд комплексообразователя равен и противоположен по знаку алгебраической сумме зарядов всех остальных ионов.
Комплексные, или координационные, соединения относятся к многочисленному классу соединений, в состав которых могут входить как неорганические, так и органические соединения в виде нейтральных или заряженных частиц. По своей многочисленности они занимают второе место после органических соединений. CuSO4+2NaOH= Cu(OH)2+Na2SO4
Такие соединения называются соединениями высшего порядка, или комплексными.
Современная координационная химия связана с именем швейцарского химика А. Вернера, сформулировавшего основные положения координационной теории (1893 г.).По этой теории центром комплексного соединения является ион метала, как правило, d — элемента, реже p — элемента. Центральный ион (атом) комплексного соединения называется комплексообразователем. Координационными называют соединения, содержащие в одном из агрегатных состояний группу ионов или нейтральных молекул (лигандов), в определенном порядке размещенных (координированных) вокруг атома (иона) — комплексообразователя).Лигандами могут быть нейтральные молекулы (NH3, H2O, CO), кроме того, лигандами являются различные анионы, различные кислотные остатки (OH-, Ce-, NO2-).Число, стоящее за круглыми скобками, называется координационным числом. Координационное число показывает, какое количество лигандов координирует вокруг себя данный комплексообразователь. Таким образом, комплексообразователь имеет две характеристики:
заряд, координационное число.
Комплексообразователь с лигандами образуют (внутреннюю сферу комплексного соединения). Заряд комплексного иона представляет собой алгебраическую сумму зарядов комплексообразователя и лигандов.
Классификация комплексных соединений Комплексные соединения подразделяются на электролиты и неэлектолиты.
Комплексные неэлектролиты:
Последнее соединение называется неоднородным комплексным соединением, так как комплексообразователь координирует вокруг себя различные лиганды.
Комплексные электролиты подразделяются на кислоты, гидроксиды и соли. H[AuCl3] — трихлорозолотая кислота.
H2[PtCl6] — гексахлороплатиновая кислота.
[Cu(NH3)4](OH)2- гидроксид тетрааммин меди (2).
[Ni(NH3)6]SO4- сульфат гексааммин никеля (2).
Комплексные соединения классифицируются по виду лигандов.
Если лигандами служат молекулы аммиака, комплексные соединения называются аминокомплексами. Если лигандами служат молекулы H2O, то комплексные соединения называются аквакомплексами. Если лиганды — ОН, то комплексные соединения называются гидрокомплексами. Если лигандами служат любые кислотные остатки, то комплексные соединения называются ацидокомплексами.
Диссоциация комплексных соединений и ионовМежду ионом внешней и внутренней сфер возникает ионная связь, поэтому комплексные соединения диссоциируют на ионы необратимо:K3[Fe(CN)6]=3K++[Fe(CN)6]3-.Между комплексообразователем и лигандами возникает донорно-акцепторная связь (комплексообразователь — акцептор, лиганды — доноры), поэтому комплексный ион диссоциирует как слабый электролит:[Fe(CN)6]3- ↔Fe3+ +6CN-Диссоциация комплексных ионов имеет количественную характеристику — константу нестойкости (Кн):
В зависимости от константы нестойкости комплексные ионы подразделяются на нестойкие, устойчивые, очень устойчивые.
Чтобы разрушить комплексный ион, необходимо сместить его равновесие в прямом направлении. Так как при разбавлении растворов диссоциация усиливается, для разрушения неустойчивых комплексных ионов достаточно разбавить раствор водой. Устойчивые комплексные ионы разрушают химическим воздействием, либо на комплексообразователь, либо на лиганды. Это означает, что или комплексообразователь, или лиганды надо удалить из раствора в виде более труднорастворимого соединения, чем разрушаемый комплексный ион. Например, надо разрушить устойчивый ион[Ag(NH3)2]+, имеющий Кн = 10-8.
Если на раствор, содержащий данный ион, воздействовать раствором иодида калия, то ионы серебра будут удалены из раствора в виде AgI, имеющего произведение растворимости, равное 10-17. Если воздействовать азотной кислотой, то лиганды, молекулы NH3, будут связаны в комплексный ион [H(NH3)]+, константа нестойкости которого равна 10-14. В обоих случаях понизится концентрация продуктов реакции:[Ag(NH3)2]+ ↔Ag+ +2NH3 и по принципу Ле-Шателье равновесие реакции сместится в прямом направлении, в сторону разрушения комплексного иона. Процессы комплексообразователя широко используются в аналитической химии. При выборе условий наиболее эффективного разделения ионов исходят из соотношения констант нестойкости образуемых ими комплексных соединений.
26. Основные понятия термодинамики: система, работа, энергия, теплота.
Системойназывается совокупность находящихся во взаимодействии веществ или частиц, мысленно или фактически обособленная от окружающей среды.
Системы бывают открытыми (возможен обмен массы и энергии), закрытыми (обмен энергией), изолированными (никакой обмен не возможен).
Работа– это количественная мера направленного движения частиц, мера энергии передаваемой от одной системы к другой под действием воздействующих сил.
продолжение
--PAGE_BREAK--Энергия– общее количественная мера движения взаимодействия всех видов материи.
Теплота– количественная мера хаотического движения частиц данной системы или тела.
27. Первый закон термодинамики. Внутренняя энергия, энтальпия. Тепловой эффект химической реакции.
Первый закон термодинамики. В любом процессе соблюдается закон сохранения энергии, выражаемый равенством q= ∆U+ A, которое означает, что теплота q, подведенная к системе, расходуется на увеличение ее внутренней энергии ∆Uи на совершение системой работы А над внешней средой. Это уравнение математическое выражение первого закона термодинамики. Из первого закона термодинамики следует, что приращение внутренней энергии системы ∆Uв любом процессе равно количеству вещества сообщенной системе теплоты qза вычетом количества совершенной системой работы A.
Внутренняя энергия– полная энергия системы за вычетом ее движения как целого и энергии взаимодействия с окружающим миром. Во внутреннюю энергию входят кинетическая энергия движения ядер, электронов, молекул и потенциальная энергия взаимодействия этих частиц. В.Э. – это все виды энергии системы.
ЭнтальпияH= U+ pV– термодинамическая функция, которая учитывает возможность совершения системой механической работы (pV).
Если реакция происходит при постоянном давлении, то тепловой эффект связан с изменением энтальпии системы:
Q= — ∆H= H1 – H2, где Н1 – общая энтальпия исходных веществ, а Н2 – энтальпия продуктов реакции.
Так как многие химические реакции происходят при постоянном давлении, то под тепловым эффектом обычно понимают изменение энтальпии в химической реакции, ∆H.
Тепловой эффект химической реакции. Изменение энергии системы при протекании в ней химической реакции при условии, что система не совершает никакой другой работы, кроме работы расширения, называется тепловым эффектом химической реакции. При постоянном давлении – это DH– энтальпия реакции. В стандартных условиях DH0.
28. Экзо-, эндотермические реакции.
Экзотермическими реакцияминазывают такие реакции, при которых происходит выделение теплоты. DH
Эндотермическими реакцияминазывают такие реакции, при которых происходит поглощение теплоты. DH>0.
29. Закон Гесса. Приведите примеры расчетов теплового эффекта химической реакции. Следствия из закона Гесса.
Закон Гесса: тепловой эффект химической реакции, протекающей при постоянном давлении или постоянном объеме, не зависит от пути реакции, а определяется только состоянием реагентов и продуктов реакции.
Пример. С(ТВ) + ½ О2(г) = СО(г), DH1= -110 кДж,
СО(г) + ½ О2(г) = СО2(г), DH2= -283 кДж,
С(ТВ) + О2(г) = СО2(г), DH3 = DH1 + DH2 = -393 кДж.
Для расчета тепловых эффектов химических реакций используют следствия из основного закона термохимии – закона Гесса.
Следствие 1. Тепловой эффект химической реакции равен разности суммы теплот образования продуктов реакции и суммы теплот образования исходных веществ (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов). Для реакции вида aA+ bB= cC+ dDтепловой эффект равен
DH= с *DHобр(С) + d*DHобр(D) — a*DHобр(A) – b*DHобр(B).
Теплота образования DHобр – это тепловой эффект образования одного моля соединения из простых веществ при заданных условиях.
Следствие 2.Тепловой эффект химической реакции
aA+ bB= cC+ dDравен разности теплот сгорания исходных веществ и продуктов реакции (с учетом стехиометрических коэффициентов): DH= a*DHобр(A) + b*DHобр(B) – с *DHобр(С) – d*DHобр(D).
Теплота сгорания – это теплота реакции полного окисления одного моля вещества. Это следствие обычно используют для расчетов органических реакций.
Следствие 3. изменение энтальпии в химической реакции равно разности энергий разрываемых и образующихся химических связей.
Энергия связи А-В – это энергия, необходимая для разрыва связи и разведения образующихся частиц на бесконечное расстояние: АВ(г)→А(г)+В(г).
Энергия связи всегда положительна.
30. Энтропия. Второй закон термодинамики. Энергия Гиббса, определение направления протекания процесса и состояния равновесия.
Энтропия (
S
)– мера неупорядоченности состояния системы. W – число микросостояний системы, термодинамическая вероятность. S=RlnW. В отличие от других термодинамических функций, можно определить не только изменение, но и абсолютное значение. При абсолютном нуле энтропия идеального кристалла равна нулю. Энтропия растёт по мере повышения температуры.
Второй закон термодинамики:самопроизвольно протекают только те реакции, которые сопровождаются увеличением энтропии.
Второй закон термодинамики имеет несколько формулировок. Для систем, которые не обмениваются с окружающей средой ни энергией, ни веществом (изолированные системы), второй закон термодинамики имеет следующую формулировку: в изолированных системах самопроизвольно идут только такие процессы, которые сопровождаются возрастанием энтропии:. dS> 0.
Второй закон термодинамики имеет статистический характер, т.е. справедлив лишь для систем, состоящих из очень большого числа частиц.
Системы, в которых протекают химические реакции, не бывают изолированными, так как они сопровождаются изменением внутренней энергии системы (тепловым эффектом реакции), т.е. система обменивается энергией с окружающей средой. Химические реакции могут протекать самопроизвольно и без возрастания энтропии, но при этом увеличивается энтропия окружающей среды. Например, химические реакции в организме любого существа сопровождаются уменьшением энтропии (происходит упорядочение системы). Однако организм получает энергию из окружающей среды (пища, воздух). Получение пищевых продуктов сопровождается возрастанием энтропии окружающей среды, т.е. жизнь каждого существа связана с возрастанием энтропии.
Однако, если в системе протекает химическая реакция, то система обменивается энергией с окружающей средой, т.е. не является изолированной. Химические реакции обычно сопровождаются изменением Как энтропии, так и энтальпии.
Энергия Гиббса (G) – термодинамическая функция состояния системы (кДж/моль).
DG = DH – T*DS
DG = DGкон— DGнач
DG= — R*T*lnKравн ; (Т= DH/DS) –равновесная температура.
DG = -z*F*DE
Если DG
31. Третий закон термодинамики (постулат Планка).
В отличие от других термодинамических функций, можно определить не только изменение, но и абсолютное значение энтропии. Это вытекает из высказанного в 1911г. М. Планком постулата, согласно которому «при абсолютном нуле энтропия идеального кристалла равна нулю». Этот постулат получил название третьего закона термодинамики. По мере повышения температуры растет скорость различных видов движений частиц, т.е. число микросостояний и соответственно термодинамическая вероятность и энтропия вещества.
32. Химическое равновесие – это равновесий скоростей прямой и обратной реакций.
Химическое равновесие имеет динамический характер. Скорость реакции (число частиц, образующихся в единицу времени и единице объема) в прямом направлении равна скорости реакции в обратном направлении. В условиях химического равновесия концентрации (или парциальные давления в случае газов) исходных веществ и продуктов реакции не изменяются во времени и называются равновесными концентрациями (или парциальными давлениями) веществ. В дальнейшем равновесные концентрации будем обозначать символом вещества в квадратных скобках. Например, равновесные концентрации водорода и аммиака будут обозначаться [Н2] и [NH3].Равновесное парциальное давление будем обозначать индексом р.
Итак, термодинамическим условием химического равновесия является равенство энергии Гиббса химической реакции нулю, т.е. dG= 0 Константа химического равновесия. dG° = -RT
ln([L]l[M]m/ [D
]
d
[В]b),[L], [M], [D], [В]равновесные концентрации соответствующих веществ; l, т, d
и bпоказатели степени, равные стехиометрическим коэффициентам. Эти уравнения являются вариантами математического выражения закона действующих масс, открытого норвежскими учеными К.Гульдбергом и П.Вааге (1867). Закон действующих масс может быть сформулирован в следующем виде: отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, при Т = constявляется величиной постоянной. Например, для реакции синтеза аммиака: закон действующих масс имеет вид: Kc= [NH3]2/[N2][H2]3
33. Влияние температуры на равновесие.
……………………………………………………………………..
34. Принцип Ле-Шателье. Обратимые и необратимые реакции.
Принцип Ле-Шателье:если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в таком направлении, которое ослабляет внешнее воздействие.
CH4+2H2O→CO2+4H2
1.увеличивается концентрация исходных веществ – равновесие смещается вправо; увеличивается концентрация продуктов реакции – равновесие смещается влево.
2. ↑ давление, то равновесие смещается в сторону где меньше число молей газа; ↑ давление исходных веществ – вправо; ↑ давление продуктов реакции – влево.
3. ↑ температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции.
4.↑ объем исходных веществ (концентрация уменьшается) – влево; ↑ объем продуктов реакции (концентрация уменьшается) – вправо.
5. в гетерогенных реакциях – концентрация твердых веществ не учитывается.
35. Гомогенные и гетерогенные реакции.
…………………………………………………………………….
36. Скорость химической реакции. Порядок реакции, молекулярность.
Скорость реакции – это число частиц образованных за единицу времени в единице объема.
Скорость химической реакцииравна изменению количества вещества в единицу времени в единице реакционного пространства. Гомогенная реакция протекает в одной фазе. Гетерогенные реакции протекают на границе раздела фаз. [моль*м-3/с] не учитывая газы.
Vср = -Dc/Dt
Vмг = ±dc/dt
Vпр=Kпр*[A]a[B]b
Vобр=Kобр*[С]с[В]d
Молекулярность и порядок реакции.
Все реакции можно подразделить на простые и сложные. Простые реакции протекают в одну стадию и называется одностадийными. Сложные реакции идут либо последовательно (многостадийные реакции), либо параллельно, либо последовательно-параллельно. В свою очередь, в каждой стадии реакции может участвовать одна молекула (мономолекулярные реакции), две молекулы (бимолекулярные) и три молекулы (тримолекулярные). Число молекул реагента, принимающих участие в простейшей (элементарной) стадии, называется её молекулярностью.
Порядок реакции— это сумма порядков реакции по реагентам.
Порядок реакции определяется суммой величин показателей степени при значениях концентраций исходных веществ в кинетическом уравнении:
а) V1 = K1[H2O2] ; б) V2 = K2[O2].
Поэтому обе реакции первого порядка.
Молекулярность реакции определяется числом молекул, одновременным взаимодействием которых осуществляется акт химического взаимодействия. Реакция а) одномолекулярная, б) двухмолекулярная.
Выражение для определения скорости реакции первого порядка
.
Скорость реакции второго порядка для двух реагентов В и Dподчиняется кинетическому уравнению
V= K·CB·CD,
где СВ – концентрация реагента В, а СD– концентрация реагента D.
Наиболее часто встречаются реакции первого и второго порядка. Реакции третьего порядка крайне редки. Реакции более высокого порядка, чем третий, неизвестны, так как в большинстве случаев реакции многостадийны.
37. Правило Вант-Гоффа. V2 = V1×gDT/ 10
Повышение температуры ускоряет большинство реакций. Согласно правилу Вант-Гоффа при увеличении температуры на 10 К скорость многих реакций увеличивается в 2-4 раза V2 = V1×gDT/ 10
Где V2 и V1 – скорость реакции при температурах Т2 и Т1, γ – коэффициент, значение которого для эндотермической реакции выше, чем для экзотермической реакции. Для многих реакций γ лежит в пределах 2- 4.
38. Уравнение Аррениуса. Энергия активации.
Уравнение Аррениуса. K= Ke(-Ea/RT), K– константа скорости реакции, K0 – предэкспотенциальный множитель, e– это e. Ea– энергия активации.
Если при изменении температуры, концентрация реагентов остаётся постоянной то:
V = V0exp[-Ea/(RT)]
Ea/(2,3RT)=Dlgk/D(1/T)
Энергия активации. Энергия необходимая для перехода вещества в состояние активированного комплекса.
39. Растворы, идеальные, реальные, истинные, коллоидные.
Идеальным растворомназывают раствор, в котором не происходит химической реакции между компонентами, а силы межмолекулярного взаимодействия между компонентами одинаковы.
……………………………………………………………………
40. Определение концентрации растворов.
Концентрация.Отношение количества или массы вещества, содержащегося в системе, к объему или массе этой системы.
Молярная концентрация вещества. В, cв — отношение кол-ва вещества(в молях) содержащегося в системе к объему этой системы. Единица измерения моль/м3 или моль/л.
Молярная доля вещества.В, xв – отношение кол-ва вещества данного компонента (в молях), содержащегося в системе, к общему количеству вещества(в молях)Измеряется в %.
Объемная доля вещества. В, jв – отношение объема компонента, содержащегося в системе, к объёму системы.
Массовая доля вещества.В, wв — отношение массы данного компонента, содержащегося в системе, к общей массе этой системы.
Предельно допустимая концентрация(ПДК).
41. Активность. Ионная сила раствора.
Активность.
a=gс g— коэффициент активности.
………………………………………………….
42. Закон Рауля, следствия из закона Рауля.
Закон Рауля. Температура кипения раствора выше температуры кипения растворителя.
DTкип=KэCm
Температура кристализации раствора ниже температуры кристализации чистого растворителя.
DTзам=KкCm
43. Осмос – переход растворителя через полупроницаемую мембрану в более концентрированный раствор. Этот процесс модно остановить, если к раствору приложить некоторое давление, которое называют осмотическим. Осмотическое давление П разбавленных растворов описывается уравнением Вант-Гоффа:
П = CRT, где С- молярная концентрация раствора, R– газовая постоянная, Т – абсолютная температура.
Измеряя осмотическое давление, можно определить молярную массу растворенного вещества. Этот метод обычно используют для белков.
44. Растворимость, произведение растворимости, условие выпадения осадка.
Раствор – однородная система переменного состава, содержащая два или большее число веществ. Вещество, взятое в избытке и в том же агрегатном состоянии, что и сам раствор, принято считать растворителем, а компонент, взятый в недостатке, — растворенным веществом.
Растворимость веществ зависит от природы и агрегатного состояния растворителя и растворенного вещества, а также от температуры и давления.
раствор в котором устанавливается равновесие между растворением и образованием (осаждением) вещества называется насыщенным, а концентрация такого раствора – растворимостью Ср.
произведение растворимости – константа диссоциации малорастворимых веществ в насыщенном растворе. Для вещества, диссоциирующего по уравнению АmBn(ТВ)↔mAn+ + nBm-, произведение растворимости имеет вид ПР(АmBn) = [An+]m * [Bm-]n.
Если произведение концентраций ионов в растворе превышает ПР, то из раствора выпадает осадок. Если это произведение меньше ПР, то осадок не выпадает.
45. Диссоциация. Степень диссоциации. Константа диссоциации. Сильные, слабые электролиты.
продолжение
--PAGE_BREAK--