Основные понятия неорганической химии

Смещение равн.- изменение относительных кол-в реагирующих в-в при неизменности конст. хим. равновесия. оно опис-ся принципом Ле-шателье-Брауна: если на с-му, нах-ся в сост-ии равновесия оказать к-либо внешнее воздействие, то в рез-те в ней усилится то из направлений процесса, течение которого ослабляет указанное воздействие.

Напр., добавление одного из реаг. в-в усиливает ту из р-ции, в кот.это в-во расходуется.

Повышение давления смещает равновесие в сторону хим.кол-ва газообр.в-в.

2.11 Основы хим.термодинамики: понятие внутр.Е, энтальпии, тепл.эффекта хим.р-ции. З-н Гесса

З-ны термодинамики-науки о взаимных превращениях разл.видов Е-явл.важн.законами природы.

Термохимия-разд. химии, изуч. тепл. эфф-ты хим. р-ций, тепл. эфф. фазовых переходов, заним. так же эксперимент. опр. тепл. эфф-тов, измерением теплоемкости разл. в-в.

1.процесс перехода из тв. сост. в жид-плавление.

2. испарение-из жид. в пар.

3. сублимация - переход из тв. в пар, минуя жид. сост.

4. кристаллизация - переход из жид. в тв.

5. конденсация - из газообр. в жид.

Ур-я р-ции в кот. указаны сост-я ве-в и тепл. эфф-т наз-ся-термохимич. ур-я. При записи хим. р-ций не всегда указ-ся сост-е реаг. в-в и тепл. эф-т.

Теплота - количественная мера хаотич. движ. частиц, тепл. тесно связана с внутр. Е. внутр. Е=сумме кинетич.и потенц.Е.

Кинетич. Е предст. след. формами движения: поступательная, вращающаяся, колеблющаяся.

Потенциальная Е предст. взаим-е атомов, ионов м/у собой, взаим-е электронов друг сдругом, вз-е электронов с частицами вход. в состав ядра.

Работа-напр-е движ. частиц тела и др. при нагревании в-ва теплота расходуетяс на изменеие внутр Е тела и совершение работы.

M=U+pV-энтальпия.

-стандартная энтальпия.

Стандартная энтальпия образ. в-ва-тепл. эф-т образов.одгого моля сложного ве-ва из прост.ве-в их стандартн. состояниях при станд. условиях. все расчеты произв-ся на основании станд.знач.энтальпии.

Станд.энтальпия образ.прост.ве-впринята =0

(Н2)

З-н Гесса: тепл. эфф-т р-ции не зависит от промежуточных стадий, а зависит только от начального и конечного сост-я ве-в. этот з-н справедлив лишь при условии постоянства давления или объема.

Тепл. эфф-т р-ции и теплота измеряется 1 кал=4,184 Дж.

Энергия связи (энтальпия связи) - энергия, кот. затрач-ся на разрыв связи или выделяется при ее образовании.

2.12 Понятие об энтропии. Энергия Гиббса. Энергия Гиббса и направление самопроизвольного протекания реакции

Энтропия (S) одного моля в-ва связана с числом (W) равновероятного микроскопического сост-я (термодинамич.вероятность данного сот-я), которыми можно реализовать данное макроскопическое состояние с-мы ур-ем: S=R*ln W

Наименьш. S>идеально правильно постр.крист. пр абсол.нуле. С ^ t°C S^; крист.>жидк. S ^; жидк. >газ S ^; в хим.проц.: увелич-ся числа газ.молекул S ^.

S- ф-ция сост-я, завис.только от сост-я с-мы.

Термодинамич.обратимый процесс

([Дж/К], Дж/К.поль)

Для изотермич.р-ции протек. при пост. Р;

Е Гиббса G:

G=H-TS;

?G=?H-T?S.

В усл-х постоянства t° и р-ции протекания самопроизвольно в сторону уменьш-я энергии Гиббса.

При низк. t° G ?H. При высоких t° G ?TS.

При низк. t° самопроизвольно протекать могут экзотерм.р-ции, а при высоких-р-ции сопровожд-ся увеличением энтропии.

Напр-е самопроизв.протекания хим.р-ций опр-ся совокупн.действием 2х факторов:тенденцией к переходу с-мы в сост-е с наименьш.внутр.Е, тенденцией к достижению наиб. вероятного сост-я.

В-ва ?G<0-термодинамич.стабильны. При данном условии в-ва «+» знач-я ?G°, нестабильны и будут разлагаться. В состоянии равновесия ?G=0.

2.13 Дисперсные системы. Понятие о ратворах. Виды р-ров. Механизм растворения. Тепловые эфф-ты при растворении

Р-ры-галог. с-мы, сост.из 2х или более компонентов(расв-ль и растворимые ве-ва). Растворитель-тот компонент, кот. в чистом виде нах-ся в том же агрегатном сост-ии, что и р-р. если оба компонента в чистом виде нах-ся в одинак.агрег.сост-ии, то раст-лем считают тот из них, кот.присутствует в р-ре в относит.большем кол-ве. (70% спирт-70% С₂Н₅ОН+30%Н₂О-р-р Н₂О в спирте).

А) агрегатное сост-е: жидк, газ., тверд

Б) по размеру частиц расвторенного ве-ва: истинные, коллоидные, грубодисперсные

В) по относит.сод-ю растворенного ве-ва: разбавленные., концентрир.

Г) по степени достижения растворимости: насыщенные, ненасыщенные.

Раств-ть разл.ве-в зависит от t по разному: р-сть газов с ^ t C всегда v; раст-ть тв.ве-в и жидк. ^ t C чаще v; раст-ть газов с ^ с ^ давление.

Растворение предст. собой физ-хим. процесс, т. е. р-ры занимают промежут положение м/у механич. смесями и хим. сост-ми.

Наличие тепл. эф-тов в проц. раст-я свид. о том, что при этом происх. разрушение или образ-е хим. связей, в любом проц. раст-я имеет место 2 фактора:

1. происх. разруш-е кристал. решетки растворенного в-ва.

2. обр. новые хим связи м/у частицами раст.в-ва и молекулами раст-ля.

Осн. Св-вом р-ра явл.его состав, кот выр-ся при пом.концентрации. С-относит.сод-е раствор.ве-ва в р-ре. Сущ-т след.сп-бы выражения состава: См, Сэкв., Т,Ст, W.

2.14 растворимость в-в. факторы, влияющие на растворимость. Состав -р-ра. Сп-бы выражения концентрации р-ра

Растворимость (S)- спос-ть ве-ва растворяться в том или ином раст-ле. Она зависит от: природы ве-ва. Темп, давл., природы раст-ля.

Насыщенные р-ры-р-р кот. устан-т равенство м/у растворяемой фазой и содержанием ве-ва в р-ре.

Ненасыщенные-р-ры в кот. содерж-е раств. в-в меньше, чем в насыщ. р-ре при этих условиях. В некот случ. ненасыщ. р-ры м/б насыщ. при изм. усл-ий (t, Р)

Перенасыщенные-р-ры в кот. сод-е раств. в-в больше чем в насыщ. р-ре.

Факторы:

1. хим. природа раств-ля и раст. в-в.

2. температура-разные в-ва в завис-ти от темп. в разн. раств-лях раств-ся по-разному. Некот. увелич-т свою раств-ть, некот уменьш-т. с повыш. темп. раств-ть всех газов уменьш-ся.

3. давление (Р)- на раств-е жидк. и тв. в-в Р заметного влияния не дает.

Растворимость всех газов с повыш. Р увелич-ся. Эта завист-ть опр-ся з-ном Генри: расворимость газа при пост.t прямо пропорционально давлению газа над раствором: С=К*р, где С-концентрация газа в р-ре, К-коэф-т пропорциональности, завис.отприроды жидкости и газа, р-давление газа над р-ром.

Осн. Св-вом р-ра явл. его состав, кот. выражают при пом.концентрации-относительное содержание раств. в-в в р-ре.

Сп-бы выражения состава:

Молярная концентрация (С) - отнош-е кол-ва раствор. в-ва к объему р-ра

С=n/V=м ве-ва/Мве-ва*Vр-ра,

где n-кол-во раств.ве-ва-моль, V-объем р-ра, м³

Плотность р-ра (с)-масса единичного объема ве-ва (1000 мл.)

С=m/(1000*V)

Массовая доля (щ)-отнош-е массыраствор.ве-ва к общей массе р-ра.

щ =m ве-ва/m р-ра , (%)

Мольная (молярная) доля) (N)- отнош-е кол-ва раствор.ве-ва к общему кол-ву ве-в в р-ре.

N=n ве-ва/n ве-ва+n раств-ля.

Это безмерная величина. Сумма мольных долей растворенного ве-ва и растворителя =1.

Молярная концентрация эквивалента

(моль/л, N,Н)

Молярная концентрация

(моль/л, М)

Моляльная концентрация, моляльность

2.15 Электролиты и неэлектролиты. Теория электролитич. диссоциации Аррениуса. Механизм диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Закономерности протекания р-ций ионного обмена

Р-ры электролитов-в-ва, кот. в раств. И расплавл. сост-ии расп-ся на ионы и потому приводят эл. ток.

Неэлектролиты - в-ва, кот. в указанных усл-ях на ионы не распадаются и не проводят эл. ток.

Поведение эл-тов в р-рах опис-ся теорией электр.дис. Аррениуса:

1. эл-ты в р-ре или расплаве рас-ся на илны-процесс эл. диссоциации.

2. процесс диссоциации обратим, т. е. одновременно с ним протекает против. процесс соед-е ионов в молекулы.

3. св-ва растворов опр-ся св-ми содержащихся в них ионов.

Кол-нно спос-ть ве-ва дисс-ть на ионы хар-т величиной-степень диссоциации L:

Для неэлектр.

L=0 (С6Н6. СО, С12Н22Оn…).

Эл-ты по спос-ти дисс.:

1.сильные L>1 (L>100%) HCl,HBr, HJ, HNO3, H2SO4;НClO4,ROH(Li,Na,K,Cs,Rb); R(OH)2 (Ca,Ba,Ra), соли растворимые.

Процесс дис. запис-ся как необратимый:

HCl>Н⁺+Сl^-

H2SO4>2H⁺+SO4^2-

2.слабые (L<<1, L<<100%) нек.мин.к-ты HNO2, H3PO4, HJ NH3, все ост.органич.основания (Me(OH)2), больш-во органич.кислот НСООН, СН₃СООН, С₆Н₅СООН. Процесс обратимый.

НСООН-Н⁺+НСОО^-

СН₃СООН-Н⁺+СН3СОО^-

H₂S-H⁺+HS^-

2.16 Cлабые электролиты. Равновесие в р-ре слаб.электролита. степень и конст.дисс. з-н разведения Оствальда

слабые (L<<1, L<<100%) нек.мин.к-ты HNO2, H3PO4, HJ NH3, все ост.органич.основания (Me(OH)2), больш-во органич.кислот НСООН, СН₃СООН, С₆Н₅СООН. Процесс обратимый.

НСООН-Н⁺+НСОО^-

СН₃СООН-Н⁺+СН₃СОО^-

H₂S-H⁺+HS^-

Т.е в р-ре слаб. эл-та уст-ся равновесие м/у ионами и продисс. Молекулами, кот. опис-ся соотв. конст. равновесия:

Для НСООН-Н⁺+НСОО^-

-конст.диссоц.слабого электролита.

М/у L и К сущ-т связь, выраж-я з-ном разведения Оствальда: обозн.общим НСООН в р-ре С [моль/л], L-ст.дисоц., тогда в соотв.с определением степени диссоц. = равновесн. С ионов составят:[HCOO^-]=L*C

а С недессоц. молекул будет = [HCOOH]=Cобщ.-L*Cдиссоц.=С(1-L)

подставим эти С в выр-я для К:

2.17 Сильные электролиты. Понятие об активности и коэф-те активности. Ионная сила раствора

Сильные электролиты- L>1 (L>100%), где L-ст.диссоциации. Это почти все соли, некот. кислоты, некот. основания.HCl, HBr, HJ, H2SO4, НClO4,ROH(Li,Na,K,Cs,Rb); R(OH)2 (Ca,Ba,Ra), соли растворимые.

Процесс дис.запис-ся как необратимый:

HCl>Н⁺+Сl^-

H2SO4>2H⁺+SO4^2-

Активность-та концентрация илнов или ве-ва, кот.проявляется в действии . м/у активностью и концентр.сущ-т взаимосвязь: a=c*f, где f-коэф-т активности, с-молярная концентрация.

Для расчета f теории сильных электролитов исп-ся выражение: , где -ионная сила р-ра, z-заряд иона.

Т.о. коэф-т активности ионов в р-ре не зависит от его природы, а опр-ся только величиной его заряда и общим содержанием ионов в р-ре.

2.18 Гидролиз солей. Механизм Г. Типичные случаи Г. Ступенчатый Г. Степень гидролиза. Константа Г

Гидролиз- р-ция обменного взаимод-я ионов связи, с ионами, входящими в состав Н₂О (Н⁺ и ОН^-).

Г-з протекает в том случае, если хотя бы один из ионов соли способен обр-ть с ионами Н₂О слаб.электролит (сл.к-та. Сл.осн-е).

По спос-ти к Г выд-т 4 типа солей:

1.соли, образованные катионом сл.осн-я и анионом сильн.к-ты: NH₄Cl-продукт сильн.к-ты HCl и сл.осн-я. NH₄OH подв.Г по катиону:

NH₄Cl> NH4⁺+Cl^- ; NH4⁺+НОН- NH4ОН+Н^-

р-ция среды кислая.

2. соли, обр-е кат.сильн.осн-я и анионос сл.к-ты:

KNO₂>K⁺+NO2^-; NO2^-+Н2О-HNO2+OH^-

р-ция среды щелочная (рН>7)

3. соли, обр-е катионос сл.осн-я и анионом слаб.к-ты:

4. кат.силн.осн-я и анион сильн.к-ты, Г не подвергаются, среда нейтральная:

KCl>K⁺+Cl^-; K⁺+H2O; Cl^-+H2O

Если Г продвергается многовалентный ион, то Г протекает ступенчато, число ступеней Г численно =валентности иона

1 ст.:

2. ст.: +-Н₂РО₄^-+ОН^-

3 ст.: Н₂РО₄^-+- Н₂РО₄+ОН^-

по каждой последующей ступени Г протек.в меньшей степени, чем по предыдущей.

Р-ция Г обратима, поэтому воздействием разл.факторов (темп., доб.кисл.или щелочи) можно добиться подавления или усиления Г.

Конст.Г наз-т конст.равновесия р-ции. Напр., р-ция Г акцетата натрия:

хар-ся конст.равовесия

т.к концентрация воды постоянна, то

по общему ур-ю получим:

2.19 окислит-восст. р-ции. Типы. Сост-е ур-ий р-ции окисления-восстановления.

ОВР, протекающие с изменением ст. окисления эл-тов, вхлдящие в состав реакц.ве-в. они сопровожд-ся переход электронов одним за другим.

Zn-2e =Zn²⁺ окисл-ся восст-ль

Cu^+2e +2e=Cu восст-ся ок-ль

Процесс передачи электроном атомов молекулой или ионом - окисление

Процесс присоединения электрона атомом молекулой или ионом- восстановление.

Частица, отдающая электроны - восстановитель, присоединяющая эл-н -окислитель.

Хим.р-цией ок-я всегда сопровождается восст-ем, и наоборот.

Окислители- с высокими ст.окисления:

Восст-ли-ве-ва способные отдавать электроны:

1. метод эл.баланса. в ур-ии отыскиваются те эл-ты, кот. изменяют ст.окисления

ур-е эл.баланса:

2. метод полуреакции.

Типы ОВР: 1. межмолекулярные ОВР-р-ции, в кот. эл-ты явл. окисл.и восст., входят в состав разл.исходных ве-в. 2. внутримолекулярные-эл-ты явл. окисл.и восст.входят в состав одного и того же исходного ве-ва.

3. р-ции в кот.ок.и восст.явл.атомы одного и того же эл-та в одной ст.окисления

2.20 Равновесие металл - р-р электоролита. Понятие о двойном электрическом слое. Электродный потенциал. Стандартный электродный потенциал. Уравнение Нернста. Окисл-восст. потенциалы и направление протекания ОВР.

При погружении любого Ме в р-р электролита на границе раздела Ме/раствор возникает разность потенциалов, называемая электродным потенциалом. Потенциал каждого электрода зависит от природы Ме, концентрации его ионов в р-ре и t.

Если пластинку любого Ме, погруженную в р-р его соли с концентрацией ионов Ме 1 моль/л, соеденить со стандартным водородным электродом, то получится гальванический эл-т (электрохимическая цепь), электродвижущую силу (ЭДС) которого легко измерить. Эта ЭДС и наз-ся стандартным электродным потенциалом данного электрода (Е⁰).

Электродным потенциалом наз-т ЭДС гальванического эл-та, кот.составлена из исследуемого электрода и стандартного водородного электрода.

Электродный потенциал наз-т так же ОВ потенциалом.

Станд.эл.потенциал системы 2Н⁺ +е - Н₂ обозначают Е⁰ _2Н⁺_/Н2

Окислительно-восст.р-ция может самопроизвольно протекать в таком направлении, при кот.электрохим.с-ма с более высоким значением электродного потенциала выступает в кач.окислителя, т.е. восстанавливается.

23. Электрохимич. системы, понятие о гальваническом элементе. ЭДС гальв. эл-та. Хим. источники тока.

При любой ОВР происх.переход электронов от восст.к окислителю. Так, при пропускании цинковой пластины в р-р сульфата меди происх.р-ция:

.

Здесь восст-ль цинк отдает электроны. Эта полур-ция выр-ся ур-ем:

.

Окислитель ион меди - принимает электроны.

Эту р-цию можно осущ-ть так, что электроны будут проходить по проводнику эл. тока-по внешней цепи. Т.о, энергия ОВР будет превращаться в электр. энергию кот. можно полезно исп-ть (водонагрев. прибор, эл. лампа).

Устр-ва, кот. применяют для непосредственного преобразования энергии хим. р-ции в электрич. энергию наз-т гальваническими элементами.

Если пластинку любого Ме, погруженную в р-р его соли с концентрацией ионов Ме 1 моль/л, соеденить со стандартным водородным электродом, то получится гальванический эл-т (электрохимическая цепь), электродвижущую силу (ЭДС) которого легко измерить. Эта ЭДС и наз-ся стандартным электродным потенциалом данного электрода (Е⁰).

Электродным потенциалом наз-т ЭДС гальванического эл-та, кот. составлена из исследуемого электрода и стандартного водородного электрода.

Хим. источники тока:

1.однораз. действия (батарейка).

2. многораз. действ. (аккумулятор).

3. пост. действия (АЭС).

2.21 ОВ процессы с участием эл. тока. электролиз расплавов и растворов с инертным и растворимым анодом

Электролиз - р-ция превращения ве-ва под действ. эл. тока. если к р-ру или расплаву эл-та поднести эл. ток, то ионы в нем начнут направленно перемещаться (кат. к катоду, ан. к аноду). Из эл-дов протекает ок-восст.процесс, на катоде-восст-е, на аноде-окисление.

Вид процессов, протек-х при эл-зе опр-ся: природой эл-та, материалами эл-да. Различают:

1. Эл-з с инертными электродами (Pt, C).

2. Эл-з с акт.инодами(когда мат-л анода способен подвергаться эл.хим.превращениям).

В завис-ти от природы эл-та возм.след.случаи:

1. эл-з расплава CuCl₂

CuCl₂ >Cu²⁺ (-катод)+2Cl^- (+ анод). Под действ.пост.эл.тока.

На эл-дах происх .хим.превращение

Cu²⁺ +2е> Cu (восст-е); Cl^--е> Cl, 2Cl> Cl ₂ (окисл-е)

Итого получ-ся:

CuCl₂>эл-з Cu+ Cl ₂^

2.при эл-зе р-ров превращени. Ан эл-дах м/подвергаться как ионы эл-та, так и молек. Н₂О. при этом посл-ть восст-я частиц на катоде опр-ся их активностью как окислителей, сначала восст-ся кат. Малоакт.Ме, затем одновременно м/восст-ся кат.Ме среднеактивных., и в посл.очередь, если в р-ре присутств. Активные Ме происх.восст-е только молекул Н₂О.

Окисление частиц на аноде происх. в порядке убывания их восст.св-в

2.22 Комплексные соединения. Координационная теория Вернера. Принципы совр. номенклатуры компл. соединений, их классиф-я. Понятие о внутрикомплексных соединениях

Комплексные соединения - соед-я, обр-ся сочетанием нескольких, способных к существованию ионов, сост. из атома в опр.валентном сост-ии, связ.с одной или неск.молек.или ионами. Строение опис-ся теорией Вернера: центр. место в молекуле Кс занимает +заряж.ион или атом-комплекснообразователь. Вокруг него расп. опр. число ионов противоп. знака-лиганды. Они обр-т так наз. внутреннюю координац. сферу.ионы, компенсирующие заряд внутр.корд.сферы нах-ся на более далеком расст-ии от компл-ля и обр-т внешнюю координац.сферу.. в роли компл-ля выступают атомы или ионы d-элементов. Поэтому химию компл. соед. наз-т химией d-эл-тов.

Класиф-т по разл. признакам:

1. по природе леганда - 6аквакомплексы, гидроксо, ацидо, амиакаты.

2. по числу атомов комплексообр-ля: моноядерные, полиядерные.

по механизму образ-я: КС присоединения, по механизму внедрения (донорно-акц.), внутрикомплексные.

2.23 Особенности диссоциации комплексных соединений. Устойчивость комплексных соед.

Мерой склонности комплексообразователя служит константа равновесия процесса- константа образования комплекса.