Билеты химия

20 Февраль 2014 →

Билет №1. Химическая система. Вещество и химические превращения. Химический элемент. Простое и сложное вещество. Основные свойства химических систем. Химическая двойственность. Типы химических реакций.

Химическая система – совокупность микро и макро количеств веществ, способных воздействием внешних факторов (условий) к превращениям с образованием новых химических соединений.

Вещество - вид материи, обладающее массой покоя и состоящий главным образом из элементарных частиц (электронов, протонов, нейтронов).

Любое вещество состоит из структурных единиц – атомов, молекул, ионов.

Атом – наименьшая частица химического элемента, носитель его свойств. Является самой простой электро нейтральной химической микросистемой, подчиняющейся законам квантовой механики.

Химические превращения – такие превращения, при которых происходят изменения только во внешних электронных слоях атомов, не затрагивая внутренние слои и ядра.

Основные признаки химических привращений:

Выделение газа.

Образование осадка.

Выделение или поглащение теплоты Q.

Изменение цвета как результат изменения электронного стороения или степени окисления элементов в молекулах.

Химический элемент – совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра (пример: 63Сu и 65Сu – изотопы).

Молекула – наименьшая частица химического вещества, способная к самостоятельному существованию как единая динамическая система, состоящая из положительно заряженных ядер и отрицательно заряженных электронов (пример: 2Cl—2e->Cl2).

Ионы – частицы реального вещества (одно или много атомные), несущие на себе электрический заряд (пример: простые – H+, Na+, Сu2+; сложные – NH4+, SO42-).

Простые вещества – молекулы состоят из атомов одного и того же элемента (пример: металлы и неметаллы атомного строения – Cu, Ag, C, Si; неметаллы молекулярного строения – J2, Br2, O2).

Сложные вещества – молекулы состоят из атомов разных химических элементов (примеры: LiH, NaF).

Свойство веществ проявлять различные свойства в зависимости от условий среды называется химической двойственностью (пример: амфотерность Al(OH)3)

Типы химических реакций:

Разложения – реакции при которых из одного вещества происходит образование нескольких веществ (пример: 2HgO=2Hg+O2).

Cоединения – оброазование из нескольких веществ одного (пример: H2+I2=2HI).

Обмена – реагирующие вещества обмениваются составными частями (пример: CaO+2HCl=CaCl2+H2O). Частным случаем является реакции нейтрализации – взамодействие кислот с основаниями.

Замещения – простое вещество вытесняет из простое из сложного (пример: Fe+2HCl=FeCl2+H2).

К особому типу относятся окислительно-восстановительные реакции, сочетающие в себе все или отдельные вышеперечисленные типы реакций.

Билет №2. Электронное строение атома, квантовые числа, типы орбиталей. Порядок заполнения энергетических уровней и подуровней (минимум энергии, принцип Паули, правило Хунда, правило Клечковского). Особенности формирования многоэлектронных подуровней (d и f подуровней). Валентность.

Атом – наименьшая частица химического элемента, носитель его свойств, состоит из положительно заряженного ядра и электронов. Является самой простой электро нейтральной химической микросистемой, подчиняющейся законам квантовой механики.

Для электрона в атоме справедлив принцип двойственности: электрон является одновременно и материальной частицей малой массы и электромагнитной волной.

Принцип неопределнности Гейзенберга: В каждый конкретный момент времени нельзя с одинаковой точностью определить место нахождения электронов (координаты x,y,z) и его скорость (или импульс).

Движение электорона в атоме может быть представлено в виде электронного облака.

Область электронного облака, в которой электрон проводит более 95% времени называется электронной орбиталью (Э.О.). Больший размер орбитали характеризует большую энергию электрона. Орбитали близкого размера образуют энергетические уровни, которые состоят из подуровней.

Для описания состояния электрона в атоме используются 4 квантовых числа (n,l,m,s). Первые три соответствуют трем степеням свободы электрона в трехмерном пространстве, а четвертое соответсвует вероятности вращения электрона вокруг воображаемой собственной оси. Квантовые числа:

“n” – главное квантовое число. Характеризует уровень энергии электрона в поле атома (удаленность от ядра). Математическая зависимость энергии связи с ядром: Ea=-13,6/n2 Эв, n=1,2,… Для реальных элементов n=1,…,7. n=номеру периода.

“l” – орбитальное квантовое число. Характеризует тип подуровня (форма электронного облака). l=0,1,2,…,(n-1). Обозначается буквами. При этом l=0 соответствует s, 1-p, 2-d, 3-f, 4-q, 5-h. (s,p,d,f,q,h - это типы орбиталей)

“m” – магнитное квантовое число. Характеризует пространственное расположение орбитали. m=± 0, ± 1, ± 2,…, ± l. Cумма орбиталей на подуровне: е =2l+1.

“s” – спиновое квантовое число. Характеризует вероятность вращения электрона вокруг своей оси в двух противоположенных направлениях. s=± 1/2. “+” – по часовой стрелке, “-“ – против часовой стрелке. Вращение сообщает электрону собственный магнитный момент, который называется спином электрона.

Порядок заполнения энергетических уровней и подуровней:

Принцип Паули (запрет): у атомов, имеющих больше одного электрна не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. Или так: на одной орбитали могут находится только два электрона, причем с противоположенными спинами.

Принцип минимума энергии: последовательное заполенние электронов в атоме должно отвечать как минимому энергии самого электрона, так и минимому энерги атома в целом. Или так: минимум энергии соответствует максимому устойчивости. Заполение идет в соответсвии с уравнением энергии орбитали: ns< (n-1)d» (n-2)f

Правило Клечковского: сначала заполняются те подуровни, сумма n+l которых наименьшая. Если для двух подуровней сумма n+l равна, то сначала заполняется подуровень с меньшим n.

Правило Хунда: в основном (невозбужденном) состоянии атома на подуровнях np, nd и nf всегда имеется максимальное количество неспаренных электронов (максимальный неспаренный спин).

Валентность – способность образовывать химические связи.

Основное состояние – состояние с минимальной энергией, т.е электроны находятся ближе к ядру.

Возбужденное состояние – состояние, при котором все или часть электронов в атоме распарены и находятся на подуровне с большей энергией, т.е дальше от ядра.

Максимальная валентность наблюд. в возбужденном сост. и как правило совпадает с ном. группы, в которой находится элемент.

Билет №3. Периодическая система Д.И.Менделеева (ПСЭ). Взаимосвязь химических свойств простых веществ с электронным строением атомов. Характер зависимостей радиусов атомов, энергии ионизации, сродства к электрону и электроотрицательности в ПСЭ. Металлы и неметаллы.

Свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра и порядкового номера элемента в таблице, т.к. с ростом заряда и порядкового номера периодически возобновляются на более высоких уровнях электронные конфигурации внешних слоев.

Взаимосвязь химических (физических) свойств с местоположением элемента:

Орбитальный радиус свободного атома R. R в периоде слева направо уменьшается с увеличением порядкового номера. Монотонное уменьшение нарушается при переходе от одного типа элемента к другому. Монотонность нарушается: а) при переходе от d к p - R(Zn)

- Энергия ионизации (Э.И.) – энергия, необходимая для отрыва электрона и удаления его от атома на бесконечность. В периодах Э.И. возрастает, но не равномерно. В главных подгруппах уменьшается сверху вниз, т.к. радиус увеличивается.

- Энергия сродства к электрону – энергия, выделяемая или поглощаемая, при присоединении электрона к атому. Свойства аналогичны Э.И.

- Электроотрицательность (Э.О.) – способность атома притягивать или отталкивать электронные пары химической связи. Если Э.О. > 1,5 – металл; 1,5< Э.О.<2 – переходные свойства; Э.О.>2 – неметаллы. По Полингу абсолютная Э.О. определяется как (Еион+Еср)/z. На практике используется относительная. Э.О. возрастает по периоду, в целом имея сложную зависимость.

Билет №4. Химическая связь. Метод валентных связей. Основные виды (ковалентная, ионная, донорно-акцепторная, водородная и металлическая) и характеристики (энергия, длина, направленность, полярность и Поляризуемость) химической связи. Взаимосвязь вида, характеристик химической связи и электроотрицательности элементов. Характеристики химической связи, состав и строение молекул. Степень окисления. Межмолекулярные взаимодействия.

Химическая связь - это совокупность сил электростатического притяжения и отталкивания, создающее динамически устойчивую систему из двух и более атомов. Основной принцип образования молекул из атомов – это стремление к минимальной энергии и к максимальной устойчивости (пример: H(г)+H(г)=H2(г) + 435 кДж/моль энергии).

Метод валентных связей: теория Гайтлера, Лондон 1940 г.

Объясняет принцип образование валентных связей

Объясняет два типа ковалентных связей

Виды химической связи:

Ковалентная связь – связь атомов за счет обществления электронной пары с антипараллельными спинами. Ковалентная неполярная связь возникает между неметаллами, разность электроотрицательности между которыми невелика: 0< Э.О.<0,4 (пример: PH3; Э.О.(P)=2,1; Э.О.(H)=2,2; D Э.О.=0,1). Соответственно ковалентная полярная связь возникает между элементами с большой электроотрицательностью: 0,4< Э.О.<2 (пример: HCl Э.О.(H)=2,2; Э.О.(Cl)=3,1; D Э.О.=0,9).

Ионная связь – это связь обусловленая электростатическим взаимодействием противоположно заряженных ионов. Для ионной связи Э.О.>2 (пример: NaCl Э.О.(Na)=0,9; Э.О.(Cl)=3,1; D Э.О.=2,2).

Водородная связь – связь, обусловленная положительно поляризованным водородом в молекуле и электроотрицательным атомом другой или той же молекулы.

Металлическая связь – связь, обусловленная электростатическим взаимодействием между обобществленными делокализованными валентными электронами и положительно заряженными катионами в узлах кристаллической решетки.

Донорно-акцепторная связь: один из способов образования химической ковалентной связи, осуществляется за счёт пары электронов одного атома (донора) и свободной (незаполненной) орбитали другого (акцептора).

Основные характеристики химической связи:

Энергия химической связи (Exc) – определяет прочность связи. Данная энергия необходима для превращения одного моля газообразного (молекулярного) вещества в отдельные газообразные атомы. Энергия ковалентной связи имеет порядок 10-1000 кДж/моль.

Длина химической связи (Lxc) – расстояние между ядрами химически связанных атомов. Чем короче длина химической связи, тем связь прочнее. Длина химической связи имеет порядок 0,1-0,3 нм.

Полярность химической связи – неравномерное распределение электронной плотности между атомами в молекуле из-за разной электроотрицательности. В неполярных молекулах центры тяжести положительных и отрицательных зарядов совпадают. Полярные молекулы являются диполями.

Поляризуемость – способность электронной плотности становится полярной в результате действия на молекулу внешнего электрического поля – в частности поля других молекул, вступающих в реакцию.

Направленность – определенное направление химической связи, которое возникает в результате перекрывания электронных облаков. Направленность определяется строением молекулы.

Состав молекул сложных веществ выражается при помощи химических формул.

Строение молекул (молекулярная структура), взаимное расположение атомов в молекулах.

Степень окисления - (окислительное число), условный показатель, характеризующий заряд атома в соединениях.

Межмолекулярное взаимодействие — взаимодействие между электрически нейтральными молекулами или атомами.

К межмолекулярным взаимодействиям относятся: ориентационные – взаимодействие полярных молекул друг с другом обусловленная наличием постоянных дипольных моментов; индукционные – взаимодействие полярных молекул и неполярных с индуцируемыми полями; дисперсионные – взаимодействие неполярных молекул друг с другом за счет возникновения мгновенных дипольных моментов.

Билет №5. Энергетика химических процессов. Тепловой эффект и энтальпия реакции. Законы термохимии. Энтальпия образования химических соединений. Энтропия. Энергия Гиббса, ее связь с направлением химических процессов.

Энергетика химических процессов – часть химической термодинамики (часть общей термодинамики).

Энергетическое состояние химической реакции как системы описывается с использованием следующих характеристик: U-внутренняя энергия, H-энтальпия, S-энтропия, G-энергия Гиббса.

Теплота, которую получает система, идет на приращение внутренней энергии и совершение работы: Q=U+A. Если система не совершает никакой работы, кроме работы расширения, то Q=U+pV. Величина H=U+pV при p=const называется энтальпией реакции. Т.к. внутреннюю энергию тела измерить невозможно (можно измерить только изменение U), то точно так же невозможно измерить энтальпию тела – в расчетах используется изменение энтальпии H. Чем отрицательнее H тем вещество более устойчивое и менее реакционноспособное.

Стандартной энтальпией образования называется изобарный тепловой эффект реакции получения одного моля сложного вещества из простых веществ, взятых в их наиболее устойчивой форме при стандартных условиях (T=298К, p=1 атм., С=1 моль/л). Энтальпия образования простых веществ в их устойчивом состоянии при стандартных условиях принимается равной 0.

Законы термохимии:

Лавуазье-Лапласа: тепловой эффект образования химических соединений равен, но обратен по знаку тепловому эффекту его разложения.

Гесса: тепловой эффект реакции при постоянном давлении или объеме зависит только от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути перехода.

Энтропия – количественная мера беспорядка системы. Имеет статистический смысл и является характеристикой систем, состоящих из достаточно большого, но ограниченного числа частиц. Энтропия выражается через термодинамическую вероятность системы – числа микросостояний, соответствующих данному микросостоянию. Энтропия зависит от: от числа частиц в системе, от природы вещества, от агрегатного состояния. Для химических реакций изменение энтропии рассчитывается по абсолютным значениям энтропии компонентов. Для реакций, протекающих в водном растворе, расчет производится по краткой ионной формуле. Для газообразных веществ знак S определяется по изменению объема. Если объем не изменяется, то знак определить нельзя. В изолированных системах возможны процессы, которые идут с увеличением энтропии. Это означает, что знак S можно принять за критерий возможного самопроизвольного протекании реакции (только в изолированных системах!). В общем случае в открытых системах данный критерий применять нельзя.

Суммарное влияние энергетических и энтропийных факторов при постоянном давлении и температуре отражает изменение изотермического потенциала, который называется изменением свободной энергии Гиббса: G=H-TS. Свободной энергией Гиббса называется энергия, складываемая из энергий химических связей. Знак G есть критерий термодинамической вероятности самопроизвольного протекания процесса в данных условиях (p,T=const). При данных условиях могут самопроизвольно протекать только те процессы G для которых меньше 0. Из уравнения видно, что можно определить направление процесса при любой температуре, но данный расчет приблизителен, т.к. не учитывается температурная зависимость энтальпии и энтропии. При низких температурах протекают главным образом экзотермические реакции. При высоких температурах главную роль играет энтропийный член уравнения, что видно на примере того, что реакции разложения сложных веществ на простые в основном протекают при высокой температуре.

Билет №6. Химическое равновесие. Закон действия масс. Константа равновесия. Химическое равновесие в гетерогенных системах. Произведение растворимости. Гидролиз. Смещение равновесия диссоциации воды в растворах электролитов. Гидролиз по катиону и аниону(изменение рН среды). Константа и степень гидролиза. Принцип Ле Шателье.

Химическое равновесие – динамическое состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, а соотношение количеств исходных веществ и продуктов не изменяется во времени.

Закон действия масс – состояние химического равновесия не зависит от концентрации и давления химической системы при постоянной температуре, т.е. является постоянной величиной.

Константа равновесия: Если в системе протекает реакция νАА+νВB νCC+νDD, то -термодинамическая константа равновесия; – концентрационная константа равновесия; . Термодинамическая константа равновесия не зависит от состава системы, а определяется лишь природой вещества и температурой. В общем случае Ka≈Kp≈Kc, но в предельно разбавл. растворах данное соотношение может нарушаться. Энергия Гиббса связана с константой равновесия соотн-ем G=˗RTlnK.

Химические реакции, протекающие на границе раздела фаз, называются гетерогенными химическими реакциями.

При равенстве скоростей прямой и обратной реакции наступает химическое равновесие в гетерогенной системе. Примерами гетерогенных процессов является восстановление оксидов металлов водородом: МеО(к) + Н2 = Ме(к) + Н2О.

Как и для любого равновесия, условием гетерогенного химического равновесия является равенство энергии Гиббса нулю, ΔG = 0

Произведение растворимости (ПР) — произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная.

Гидролиз – взаимодействие солей с водой. В результате протекания процесса гидролиза соли в растворе появляется избыток H+ и OH-, сообщающий раствору кислотные или основные свойства. Гидролизу не подвергаются соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (например HCl). В результате гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием (гидролиз по аниону) появляется некоторое избыточное количество гидроксид-ионов(ОН-), в результате чего среда становится основной. Гидролиз соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием (гидролиз по катиону) приводит к появлению избытка протонов т.е. (Н+), в результате чего среда становится кислой.

Константа диссоциации:

Для соли образованной слабой кислотой и сильным основанием: , КВН+СОН-=10-14 – ионное произведение воды.

Для соли образованной сильной кислотой и слабым основанием:

Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. Обозначается α: α = (Сгидробщ)·100 %, где Сгидр — число молей гидролизованной соли, Собщ — общее число молей растворённой соли. Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие.

Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии оказывают воздействие извне, то равновесие смещается в сторону той реакции (прямой или обратной), которая ослабляет это воздействие.

Факторы, оказывающее влияние на реакцию:

Изменение концентрации. Увеличении концентрации исходных веществ вызывает увеличение скорости и соответственно увеличение концентрации продукта – происходит смещение равновесия вправо. Через некоторое время равновесие вновь устанавливается и отношение концентраций продуктов и исходных веществ остается неизменным.

Изменение температуры. В экзотермической реакции повышение температуры смещает равновесие влево, т.е в сторону эндотермической реакции и наоборот. В эндотермической реакции повышение температуры смещает равновесие вправо.

Увеличение давления. Увеличение давления смещает равновесие в сторону той реакции, которая сопровождается уменьшением числа молей газа.

Билет №7. Химическая кинетика. Скорость химической реакции и закон действия масс для скорости. Порядок и молекулярность реакции. Кинетическое уравнение реакции первого порядка. Зависимость скорости реакции от температуры. Уравнение Аррениуса. Энергия активации. Катализ.

Химическая кинетика изучает скорость и механизм протекания химических процессов, а так же их зависимость от различных факторов.

Скоростью химических реакций называется изменение концентрации за единицу времени. Т.к. концентрация непрерывно меняется во времени, то и скорость непрерывно меняется во времени.

Факторы, влияющие на скорость реакции:

Природа реагирующих веществ. Необходимым, но недостаточным условием осуществления химического взаимодействия между частицами является их столкновение. Взаимодействие происходит лишь в том случае, если частицы приближаются на расстояние, на котором становится возможным перераспределение электронной плотности. Следовательно частица должна обладать некоторой энергией для преодоление энергетического барьера другой частицы, которая называется энергией активации Ea. Для атомов – это энергия отталкивания между электронными облаками, для молекул – энергия разрыва связей.

Концентрация реагентов.

Закон действия масс: скорость гомогенной реакции в каждый момент времени пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, возведенных в некоторую степень. V=kCaNaCbNb. K зависит от тех же факторов, что и сама скорость. Численные значения k зависят от выбора единиц времени и концентраций. Na и Nb – частные порядки реакций, их сумма называется общим порядком реакции. Порядок реакции может принимать произвольные значения. Порядок реакции совпадает со стехиометрическими коэффициентами, если реакция простая и концентрация первого вещества искуственно поддерживается постоянной.

Молекулярность реакции –определяется числом частиц, одновременно сталкивающихся и приводящих к химическим превращениям.

Кинетическое уравнение реакции первого порядка: , где k - константа скорости, С - концентрация.

Время полупревращения (полураспада):

Зависимость от температуры. Скорость большинства реакций с ростом температуры возрастает, т.к. повышается число активных частиц. Зависимость скорости реакции от температуры приблизительно выражается правилом Ван-Гоффа: скорость реакции при повышении температуры на каждые десять градусов возрастает в 2-4 раза. V2 /V1(T2-T1)/10 где γ – температурный коэффициент Вант-Гоффа. Более точное выражение дает уравнение Аррениуса: k=Aexp(-Eа/RT), где R-универсальная газовая постоянная, A=pz, p-стерический фактор, учитывающий ориентацию столкновения, z-общее число столкновений, A-предэкспоненциальный множитель.

Энергия активации: средняя избыточная энергия системы необходимая для совершения химического превращения.

Катализом называется изменение скорости реакции под влиянием катализатора – вещества, повышающего скорость реакции, но не расходуемого в ней.

Особенности катализатора:

Не влияет на общую стехиометрию.

Одинаково ускоряет как прямую, так и обратную реакцию, сокращая время достижения термодинамического равновесия. При этом катализатор не влияет на константу равновесия.

Влияет на механизм реакции, открывая новый путь с меньшей энергией активации.

Обладает селективным действием, т.е может ускорять один процесс, но не ускорять другой.

Расходуется в одной стадии, но восстанавливается в последующей.

Виды катализа: гомогенный(реагенты и катализатор находятся в одной фазе(в растворе или смеси газов)), гетерогенный.

Билет №8. Растворы. Способы выражения концентрации. Особенности воды как растворителя. Водородный показатель. Электролитическая диссоциация. Константа и степень диссоциации слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда.

Раствор - химическая система включающая минимум 2 компонента, растворенное вещество и растворитель.

Способы выражения концентрации растворов:

Массовая доля растворённого вещества ω: равная отношению массы растворённого вещества к общей массе раствора m.

Молярная концентрация C: показывает, сколько моль растворённого вещества содержится в 1 литре раствора.

Наиболее распространенным растворителем является вода. Вода, как полярный растворитель, гидротирует заряженные частицы и при этом выделяется теплота гидратации. Вода уменьшает взаимодействие ионов в растворе, т.к. обладает большой диэлектрической проницаемостью (e=78).

* Для характеристики кислотности (щелочности) среды введен специальный параметр – водородный показатель среды pH, определяемый как взятый с обратным знаком десятичный логарифм концентрации ионов водорода в растворе: pH=-lgСH+. По аналогии с pH вводится и pOH=-lgСOH-. Водородный показатель определяет характер раствора. При 295К среда нейтральна при pH=7. При росте температуры pH нейтральной среды возрастает.

* Процесс распада электролитов на ионы в водных растворах и расплавах называется электролитической диссоциацией. Основные положения теории электролитической диссоциации Аррениуса:

* При растворении в воде молекулы электролитов диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные ионы.

* Диссоциация – обратимы процесс. Как правило он не протекает до конца и в системе устанавливается динамическое равновесие.

* Ионы в водном растворе находятся в хаотическом движении.

Диссоциацию слабого электролита можно охарактеризовать константой равновесия, называемой константой диссоциации Кд. Из значения константы диссоциации можно оценить силу электролита: меньшему значению Кд соответствует более слабый электролит и наоборот. Для слабых электролитов Кд для данной температуры является постоянной величиной (не зависит от концентрации электролита). Для количественной характеристики электролитической диссоциации вводится понятие степени диссоциации, равной отношению количества электролита, распавшегося на ионы, к общему количеству этого вещества, введенного в раствор. Степень диссоциации является безразмерной величиной.

Закон разбавления Освальда: ;

Билет №9. Коллоидные растворы. Дисперсные системы и области их применения. Строение мицеллы. Правило Пескова-Фаянса. Адсорбция. Свойства коллоидных растворов (агрегативная и кинетическая устойчивость, седиментация, коагуляция, оптические и электрические). Методы получения и разрушения коллоидных систем.

Коллоидные системы–это высоко дисперсные гетерогенные системы, характеризующиеся сильно развитой поверхностью раздела фаз.

Дисперсные системы (раздробленные и гетерогенные) состоят из сплошной непрерывной среды – дисперсной фазы и раздробленных частиц – дисперсной среды.

Мицеллы - частицы в коллоидных системах, состоят из нерастворимого в данной среде ядра очень малого размера, окруженного стабилизирующей оболочкой адсорбированных ионов и молекул растворителя.

Строение мицеллы: Состоит из 1) ядра, 2)Адсорбционного слоя, 3)Диффузного слоя.

Правило Пескова-Фаянса: ядро мицеллы адсорбирует из раствора преимущественно те ионы, которые входят в кристаллическую решетку ядра или являются изоморфным с ним и содержатся в некотором избытке. Изоморфизм- способность частиц замещать друг друга из-за одинаковых размеров.

Адсорбция - поглощение вещества из газовой или жидкой среды поверхностным слоем твердого тела (адсорбента) или жидкости. Адсорбция применяется во многих отраслях медицины, а также является одним из свойств кожи и слизистых оболочек.

Методы получения коллоидных растворов:

Механические – диспергирование (механическое дробление).

Химические – пептизация (химическое дробление).

Свойства коллоидных растворов

Устойчивость. Кинетическая – постоянство концентрации дисперсной фазы (обусловлена броуновским движением). Агрегативная – постоянство дисперсной фазы (обусловлено наличием у частиц одноименного заряда и как следствие – отталкивание). Более устойчивы гидрофильные золи (коллоидная частица взаимодействует с водой). Гидрофобные золи (смачиваемые водой) менее устойчивы.

Электрические. Перемещение гранул под действием электрического тока называется электрофорезом. Обусловлено наличием заряда у частиц.

Оптические. Способность коллоидных растворов рассеивать свет (в отличие от истинных растворов). Вследствии дифракции света на коллоидных частицах в коллоидном растворе происходит светорассеивание, которое становится видимым при наблюдении сбоку (конус Тиндаля).

Коагуляция – укрупнение коллоидных частиц из-за частичной или полной потери электрического заряда при добавлении электролита. При полной потере заряда коагуляция приводит к разрушению коллоидной системы. Гидрофобные золи весьма чувствительны к добавлению электролита. Чем выше заряд коагулирующего иона, тем сильнее его действие. Наименьшая концентрация электролита при которой возникает коагуляция называется порогом коагуляции C=1/z6=Cэл-та*Vэл-та/(Vзоля+Vэл-та). В целом разрушение можно вызвать 4 способами: механическим, электрическим, термическим, добавлением электролита.

Билет №10. Комплексные соединения. Классификация. Типичные комплексообразователи и лиганды. Координационное число. Взаимосвязь строения комплексов и гибридизации орбиталей комплексообразователей. Внутрикомплексные соединения. Двойные соли. Константы нестойкости. Разрушение комплексов с использованием реакций осаждения.

*Комплексные соединения – называются сложные соединения, у внутренняя сфера которых образованная с участием донорно-акцепторных связей, способна к самостоятельному существованию как в растворах и расплавах, так и в узлах крист. решетки.

*Комплексообразователь – центральный атом, нейтральный атом или ион. Типичными комплексообразователями являются катионы d и f элементов, имеющие вакантные орбитали.

*Лиганды – анионы (F‾, Cl‾, NH3‾), нейтральные молекулы имеющие неподеленные электронные пары. Лигандами могут быть молекулы и анионы бескислородо или кислородо содержащих кислот. Лиганды, занимающие одно координационное место, называются монодентатными (например, NH3-, Cl-), два — бидентатными (CO32-, C2O42-). Лиганды, способные занять большее количество мест, обычно обозначают как полидентатные.

*Координационное число – число мест вокруг комплексообразователя, занятых лигандами.

Типы комплексов:

Катионные [Cu(NH3)4]І+

Анионные [HgI4]І‾

Нейтральные (молекулярные; не имеют внешней сферы): [Fe(CO)5]°, [Co(NH3)3(NO2)3]°.

Взаимосвязь строения комплексов и гибридизации орбиталей комплексообразователей:

- число гибридных орбиталей соответствует КЧ комплексообразователя.

*Внутрикомплексные соединения(хелатные соединения) циклические соединения, в которых центральный атом входит в состав одного или нескольких циклов из ковалентных связей по донорно-акцепторному или обменному механизму.

*Двойные соли – являются сильными электролитами и в растворах диссоциируют полностью, т.к. связи между катионами металла и анионами кислотного остатка носят ионный характер: KAl(SO4)2K++Al3++2SO42-

Разрушение комплекса.

Комплекс может быть разрушен или кислотой или реагентом, который может образовать с центральным атомом труднорастворимое соединение. [Ag(NH3)2]OH + 3HNO3 = AgNO3 + 2NH4NO3 + H2O

Чтобы определить разрушится ли комплекс при добавлении реактива, дающего с ионами комплексообразователя малорастворимые соединения, нужно рассчитать ПК(произведение концентрации) и сравнить с ПР.

Для расчета ПК требуется определить концентрацию ионов комплекса по численному значению Кн.

Кн – константа нестойкости, характеризует относительную устойчивость комплексного иона. Если ПК>ПР – то комплекс может быть разрушен.

Билет №11. Электрохимические процессы. Окислительно-восстановительные реакции. Окислители и восстановители. Методы составления уравнений ОВР. Направление реакций ОВР. Двойной электрический слой, электродный потенциал, гальванический элемент, электродвижущая сила. Уравнение Нернста.

В основе электрохимических процессов лежат ОВР.

*Электрохимический процесс – процесс взаимного превращения химической и электрической форм энергии.

*Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции (ОВР) — Химические реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

*Восстановителем является атом, молекула или ион, отдающий электроны.

*Окислителем является атом, молекула или ион, принимающий электроны.

Окисление — это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Если атом отдает свои электроны, то он приобретает положительный заряд.

Восстановление — это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Если атом присоединяет электроны, то он превращается в отрицательно заряженный ион.

Методы составления уравнения ОВР:

Электронного баланса складывается из следующих этапов:

а) записывают схему реакции (формулы реагентов и продуктов), а затем находят элементы, которые повышают и понижают свои степени окисления, и выписывают их отдельно: MnCO3 + KClO3MnO2 + KCl + CO2; Cl5+Cl; Mn2+→ Mn4+

б) составляют уравнения полуреакций восстановления и окисления, соблюдая законы сохранения числа атомов и заряда в каждой полуреакции: полуреакция восстановления Cl5+ + 6e− = Cl; полуреакция окисления Mn2+− 2e− = Mn4+

в) подбирают дополнительные множители для уравнения полуреакций так, чтобы закон сохранения заряда выполнялся для реакции в целом, для чего число принятых электронов в полуреакциях восстановления делают равным числу отданных электронов в полуреакции окисления: Cl5+ + 6e− = Cl * 1; Mn2+ − 2e− = Mn4+ * 3

г) проставляют (по найденным множителям) стехиометрические коэффициенты в схему реакции (коэффициент 1 опускается):

3MnCO3 + KClO3 = 3MnO2 + KCl + CO2

д) уравнивают числа атомов тех элементов, которые не изменяют своей степени окисления при протекании реакции (если таких элементов два, то достаточно уравнять число атомов одного из них, а по второму провести проверку). Получают уравнение химической реакции: 3MnCO3 + KClO3 = 3MnO2 + KCl + 3CO2

Метод электронно-ионного баланса складывается из следующих этапов:

а) записывают формулы реагентов данной реакции: K2Cr2O7 + H2SO4 + H2S и устанавливают химическую функцию каждого из них (здесь K2Cr2O7 окислитель, H2SO4 − кислотная среда реакции, H2S − восстановитель);

б) записывают (на следующей строчке) формулы реагентов в ионном виде, указывая только те ионы (для сильных электролитов), молекулы (для слабых электролитов и газов) и формульные единицы (для твердых веществ), которые примут участие в реакции в качестве окислителя (Cr2O72− ), среды (Н+ − точнее, катиона оксония H3O+) и восстановителя (H2S): Cr2O72− + H+ + H2S

в) определяют восстановленную форму окислителя и окисленную форму восстановителя, что должно быть известно или задано (так, здесь дихромат-ион переходит катионы хрома(III), а сероводород − в серу); эти данные записывают на следующих двух строчках, составляют электронно-ионные уравнения полуреакций восстановления и окисления и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакций: полуреакция восстановления Cr2O72− + 14H+ + 6e− = 2Cr3+ + 7H2O * 1

полуреакция окисления H2S − 2e− = S(т) + 2H+ * 3

г) суммируя уравнения полуреакций, составляют ионное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись (б):

Cr2O72− + 8H+ + 3H2S = 2Cr3+ + 7H2O + 3S(т)

д) на основе ионного уравнения составляют молекулярное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись (а):

K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3H2S = Cr2(SO4)3 + 7H2O + 3S(т) + K2SO4

Для определения направление самопроизвольного протекания окислительно-восстановительной реакции необходимо вычислить ЭДС реакции : ЭДС=Е(ок-ля)-Е(вос-ля), ЭДС<0 – в обратном, ЭДС>0 – в прямом.

Двойной электрический слой - тонкий поверхностный слой из пространственно разделенных электрических зарядов противоположного знака, образующийся на границе двух фаз.



Страницы: Первая | 1 | 2 | 3 | Следующая → | Последняя | Одной страницей


See also:
Для студента
Похожие записи

Комментарии закрыты.