Основы химии

Размещено на http://www.allbest.ru/

Основы химии

1. Роль химии в строительстве. Применение полимеров и материалов на их основе в строительстве

Современное развитие строительства трудно представить себе без использования продукции хим. Промышленности: применения и внедрения новых конструкционных полимерных материалов, пластических масс, синтетических волокон, каучуков, вяжущих и отделочных веществ и мн. др. Внедрение таких процессов, как склеивание, сварка, формование, - это результат химизации строительства. Использование быстротвердеющих бетонов и растворов стало возможным после тщательного и продуктивного исследования химических реакций их компонентов. Применение вяжущих веществ совершенствуется в ходе изучения процессов, реализующихся при их твердении. Синтетические полимерные материалы стали применять в строительстве из-за своей используемости в конструкционных прочных материалах, применения в качестве связующих, в дорожных покрытиях, тепло- и гидроизоляторов. Важными свойствами синтетических пластмасс являются их химическая стойкость, водонепроницаемость и стойкость к микроорганизмам. Широкое применение в строительных конструкциях получили стекло- и древесные пластики, полимербетоны, пено- и сотопласты как отделочный материал. основные требования, относящиеся ко всем перечисленным материалам. Прежде всего, это высокая долговечность и достаточная механическая прочность. Широкое применение в дорожных покрытиях получили полимерцементные бетоны - затвердевшие смеси цемента и полимера с наполнителями или без них. Полимер, будучи равномерно распределен в бетоне, улучшает сцепление цементного камня с наполнителем и отдельных цементных зерен между собой. В последнее время особую популярность приобрели лакокрасочные материалы, полимерные материалы в качестве разнообразных защитных и декоративных покрытий.

2. Строение атома. Порядок заполнения энергетических уровней и подуровней у атомов элементов 1-3 периодов, а так же 4-7 периодов

Сам атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженного электронного облака. В целом атом электронейтрален. Размер атома полностью определяется размером его электронного облака, поскольку размер ядра ничтожно мал по сравнению с размером электронного облака. Ядро состоит из Z положительно заряженных протонов (заряд протона соответствует +1 в условных единицах) и N нейтронов, которые не несут на себе заряда (протоны и нейтроны называют нуклонами). Таким образом, заряд ядра определятся только количеством протонов и равен порядковому номеру элемента в таблице Менделеева. Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, у которых значения всех квантовых чисел (n, l, m, s) были бы одинаковы, т.е. на каждой орбитали может находиться не более двух электронов (c противоположными спинами).2. Правило Клечковского (принцип наименьшей энергии). В основном состоянии каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной. Чем меньше сумма (n + l), тем меньше энергия орбитали. При заданном значении (n + l) наименьшую энергию имеет орбиталь с меньшим n 3. Правило Хунда. Атом в основном состоянии должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов в пределах определенного подуровня. Запись, отражающая распределение электронов в атоме химического элемента по энергетическим уровням и подуровням, называется электронной конфигурацией этого атома. В основном (невозбужденном) состоянии атома все электроны удовлетворяют принципу минимальной энергии. Это значит, что сначала заполняются подуровни, для которых: 1) Главное квантовое число n минимально; 2) Внутри уровня сначала заполняется s- подуровень, затем p- и лишь затем d- (l минимально); 3) Заполнение происходит так, чтобы (n + l) было минимально (правило Клечковского); 4) В пределах одного подуровня электроны располагаются таким образом, чтобы их суммарный спин был максимален, т.е. содержал наибольшее число неспаренных электронов (правило Хунда).5) При заполнении электронных атомных орбиталей выполняется принцип Паули. Его следствием является, что энергетическому уровню с номером n может принадлежать не более чем 2n2 электронов, расположенных на n2 подуровнях.

3. Нормальное и возбужденное состояние атомов. Электронные формулы ионов

Нормальное - когда все электроны находятся на своих обычных орбиталях (а они их стараются занять наиболее энергетически выгодное положение, находится ближе к ядру, которое их притягивает) . "Высота" орбитали, которую занимает электрон, тем больше, чем больше его энергия (и наоборот) . Когда атом получает откуда-то дополнительную энергию, то один или несколько электронов поднимаются на более высокие орбитали. Это возбужденное состояние. Оно неустойчиво, так как электроны всегда стараются "упасть" ниже, на прежние орбитали. При этом энергия, запасенная в высоте их орбиталей, излучится атомом обратно. В возбужденном состоянии атом активнее вступает в химические реакции, так как ему лечге потерять электроны с внешних орбиталей. Ион образуется из атома в результате приёма или отдачи электронов. Значит, чтобы получить электронную формулу иона, нужно составить электронную формулу атома, а затем изменить число электронов. Например, электронная формула Na 1s2 2s2 2p6 3s1. Атом натрия отдаёт 1 электрон. Получаем электронную формулу иона Na(+): 1s2 2s2 2p6

4. Периодический закон и система химических элементов и их соединений. Изменение свойств элементов и их соединений в периодах и группах

Периодический закон химических элементов: свойства химических элементов, а также простых и сложных веществ, ими образуемых, находятся в периодической зависимости от значения заряда из атомных ядер. ПС - графическое выражение периодического закона. Естественный ряд химических элементов - ряд химических элементов, выстроенных по возрастанию числа протонов в ядрах их атомов, или, что то же самое, по возрастанию зарядов ядер этих атомов. Порядковый номер элемента в этом ряду равен числу протонов в ядре любого атома этого элемента. Характеристики химических элементов закономерно изменяются в группах и периодах. В периодах (с увеличением порядкового номера) увеличивается заряд ядра, увеличивается число внешних электронов, уменьшается радиус атомов, увеличивается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации), увеличивается электроотрицательность, усиливаются окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"), ослабевают восстановительные свойства простых веществ ("металличность"), ослабевает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов, возрастает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов. В группах (с увеличением порядкового номера) увеличивается заряд ядра, увеличивается радиус атомов (только в А-группах), уменьшается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации; только в А-группах), уменьшается электроотрицательность (только в А-группах), ослабевают окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"; только в А-группах), усиливаются восстановительные свойства простых веществ ("металличность"; только в А-группах), возрастает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах), ослабевает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах), снижается устойчивость водородных соединений (повышается их восстановительная активность; только в А-группах).

5. Химическая связь. Основные виды связи. Ионная связь. Механизм ее возникновения, примеры ионных соединений

Химическая связь - это взаимное сцепление атомов в молекуле и кристаллической решётке в результате действия между атомами электрических сил притяжения. Различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную, металлическую. Ионная связь - Очень прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью (>1,5 по шкале Полинга) электроотрицательностей, при которой общая электронная пара переходит преимущественно к атому с большей электроотрицательностью. Ионная связь - это химическая связь, образованная за счет электростатического притяжения между катионами и анионами. Механизм образования ионной связи можно рассмотреть на примере реакции между натрием и хлором. Атом щелочного металла легко теряет электрон, а атом галогена - приобретает. В результате этого возникает катион натрия и хлорид-ион. Они образуют соединение за счет электростатического притяжения между ними.

6. Основные положения метода ВС, механизм образования ковалентной связи. Свойства ковалентной связи

1. Связь образуется электронной парой с антипараллельными спинами; 2. Причиной связи становится электростатическое взаимодействие ядер и электронов; 3. Прочность связи пропорциональна перекрыванию электронных облаков; 4. Насыщаемость связи обусловлена образованием электронных пар; 5. Направленность связи обусловлена перекрыванием эл облаков в области их максимальной эл плотности. Метод ВС рассматривает два механизма образования ковалентной связи: а) обменный: связь образуется за счет перекрывания эл облаков, создание общей эл пары(Cl2) б) донорно-акцепторный механизм образования ковал связи заключается в том, что при взаимодействии атомов химическая связь осуществляется за счет пары электронов одного атома или иона (донора) и свободной орбитали др. атома или иона(BH4- образуются в результате присоединения гидроксид иона Н- к молекуле гидроксид бора BH3). Свойства ковал связи: 1)длина связи - это межъядерное расстояние. Чем меньше, прочнее. Мерой прочности связи является ее энергия 2) энергия связи определяется количеством энергии, которая необходима для разрыва связи 3) Направленность ков связи обусловлена пространственной структурой молекул, т.е. их геометрию

7. Основные положения метода МО. Энергетические диаграммы молекул и молекулярных ионов. Определение с помощью метода МО кратности связи, пара- и даимагнитных свойств молекул и молекулярных ионов

1. В результате линейной комбинации две атомные орбитали (АО) формируют две молекулярные орбитали (МО) - связывающую, энергия которой ниже, чем энергия АО, и разрыхляющую, энергия которой выше энергии АО 2. Электроны в молекуле располагаются на молекулярных орбиталях в соответствии с принципом Паули и правилом Хунда. В виде энергетических диаграмм, где по вертикали откладывается значение энергии орбиталей Е 3. Отрицательный вклад в энергию химической связи электрона, находящегося на разрыхляющей орбитали больше, чем положительный вклад в эту энергию электрона на связывающей МО. 4. Кратность связи в молекуле равна деленной на два разности числа электронов, находящихся на связывающих и разрыхляющих МО. 5. С повышением кратности связи в однотипных молекулах увеличивается ее энергия связи и уменьшается ее длина.

8. Гибридизация атомных орбиталей. Пространственное строение молекул

Довольно часто электроны, участвующие в образовании ковалентной связи находятся в различных состояниях. Например, один в S, в другой в Р орбиталях. Казалось бы, связи в молекуле должны быть неравными. Однако, опыт показывает, что они равнозначны. Это явление объясняется представлением о гибридизацйии атомных орбиталей. Метод гибридизации атомных орбиталей исходит из предположения о том, что при образовании молекулы вместо исходных атомных S p d эл облаков образуется такие равноценные или гибридные эл облака, которые вытянуты по направлению к соседним атомам, благодаря чему достигается из наиболее полное перекрываниес электронными облаками этих атомов. (BeCl2)-линейная

Тип гибридизации	Геометрическая форма
sp	линейная
sp2	треугольная
sp3	тетраэдрическая
sp3d	тригонально-бипирамидальная
sp3d2	октаэдрическая

9. Термодинамическая система. Термодинамические функции состояния системы (энтропия, энтальпия, энергия Гиббса). Стандартные термодинамические функции

Термодинамическая система - это тот объект, который изучает техническая термодинамика. (изотермические, изобарные, изохорные) Термодинамические системы подразделяются на: - гомогенные - однородные по составу и физическим свойствам во всем объеме. Например, воздух, вода, металл и т.п., находящиеся в заданном объеме - гетерогенные - состоящие из разнородных тел, отделенных друг от друга поверхностями раздела. Например, кислород и азот в газообразном состоянии, находящиеся в емкости с непроницаемой перегородкой (рис.2.1 б). Если эту перегородку убрать и газы перемешаются, то система будет уже гомогенной;- открытые или закрытые - т.е. с проницаемыми для вещества границами или нет. Энтальпия H [энергия. моль-1 (Дж. моль-1, кал. моль-1)] - функция состояния термодинамической системы, равная сумме внутренней энергии и произведения объема на давление: (больше нуля-эндотермические меньше-экзо)Энтропия S [энергия. моль-1 К-1 (Дж. моль-1К-1, кал. моль-1К-1 = э.е.)] (больше 0-разупор, меньше нуля-упор) Энергия Гиббса G - функция состояния термодинамической системы, равная разности между энтальпией и произведением температуры на энтропию: G = H - TS (меньше 0-самопроизвольно, равно 0-не протекает, больше 0 самопроизвольно)

10. Внутренняя энергия системы. Энтальпия. Первый закон термодинамики

Внутренняя энергия термодинамическая функцция состояния системы, ее энергия, определяемая внутренним состоянием. Внутренняя энергия складывается в основном из кинетической энергии движения частиц (атомов, молекул, ионов, электронов) и энергии взаимодействуют между ними (внутри- и межмолекулярной). Энтальпия H [энергия. моль-1 (Дж. моль-1, кал. моль-1)] - функция состояния термодинамической системы, равная сумме внутренней энергии и произведения объема на давление: H = U + PV. Определит только начальное и конечное состояние и не зависит от пути. Первый закон термодинамики - это закон сохранения энергии, согласно которому энергия ниоткуда не берется и никуда не девается, а только переходит из одной формы в другую.

11. Закон Гесса. Тепловой эффект реакции

Тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания.

Практическое значение закона Гесса состоит в том, что он позволяет рассчитывать тепловые эффекты химических процессов. В термохимических расчетах обычно используют ряд следствий из закона Гесса:1. Тепловой эффект прямой реакции равен по величине и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции (закон Лавуазье - Лапласа). 2. Для двух реакций, имеющих одинаковые исходные, но разные конечные состояния, разность тепловых эффектов представляет собой тепловой эффект перехода из одного конечного состояния в другое.

С + О 2 --> СО + 1/2 О 2 ДН 1 С + О 2 --> СО 2 ДН 2 СО + 1/2 О 2 --> СО 2 ДН 3 (I.18) 3.

Для двух реакций, имеющих одинаковые конечные, но разные исходные состояния, разность тепловых эффектов представляет собой тепловой эффект перехода из одного исходного состояния в другое.

С(алмаз) + О 2 --> СО 2 ДН 1 С(графит) + О 2 --> СО 2 ДН 2 С(алмаз) --> С(графит) ДН 3 (I.19)4.

Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот образования продуктов реакции и исходных веществ, умноженных на стехиометрические коэффициенты. химия полимер атом

(I.20) 5.

Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот сгорания исходных веществ и продуктов реакции, умноженных на стехиометрические коэффициенты.

(I.21)

12. Энтропия химических веществ и превращений. Направленность химических процессов. Энергия Гиббса. Термодинамические расчеты

В термодинамике понятие "энтропия" было введено Р. Клаузиусом (1865), который показал, что процесс превращения теплоты в работу следует общей физической закономерности - второму началу термодинамики. Его можно сформулировать строго математически, если ввести особую функцию состояния - энтропию. Теродинамический подход к объяснению этого понятия лишен такой наглядности и осуществляется через второе начало термодинамики на основании обратимых процессов: если в какой-то "момент" обратимого процесса система поглощает количество тепла dQ при абсолютной температуре Т, то при этом происходит бесконечно малое изменение энтропии:

dQdS= (Ю)dT

Изменение энтропии в конечном (макроскопическом) процессе мы получим путем суммирования таких бесконечно малых изменений. Например, при постоянной температуре изменение энтропии A S в таком обратимом процессе, при котором система отбирает от окружающей среды количество тепла

Q,QAS= --. (11) T

Если система при обратимом превращении изолирована от окружающей среды, Q=0, а поэтому и А 8=0. Это означает, что в процессе обратимого превращения в изолированной системе энтропия остается постоянной (ее изменение равно нулю). При переходе системы из одного состояния в другое изменение ее величины не зависит от пути протекания процесса, а лишь от природы исходных и конечных веществ и их состояний. Поэтому энергию Гиббса химической реакции DrG° можно рассчитать через стандартные энергии Гиббса образования веществ, используя следствие из закона Гесса. Энергия Гиббса реакции равна сумме энергий Гиббса образования продуктов за вычетом энергий Гиббса образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. В результате протекания химической реакции (2.13) энергия Гиббса рассчитывается по формуле

DrG = lDfGL + mDfGM - dDfGD - bDfGB (2.16) -

если энергия Гиббса уменьшается, т. е DrG < 0, то реакция принципиально возможна; - если энергия Гиббса систем возрастает, т. е. DrG° > 0, то реакция не может протекать самопроизвольно; - если DrG = 0, то реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлениях, т. е. обратима, в системе устанавливается равновесие.

13. Кинетика химических реакций. Понятие о скорости химической реакции. Факторы, влияющие на скорость химической реакции

Скорость реакции определяется изменением молярной концентрации одного из реагирующих веществ:

v=dC/dtV.

Факторы, влияющие на скорость химических реакций.1. Природа реагирующих веществ. Большую роль играет характер химических связей и строение молекул реагентов. Реакции протекают в направлении разрушения менее прочных связей и образования веществ с более прочными связями. Так, для разрыва связей в молекулах H2 и N2 требуются высокие энергии; такие молекулы мало реакционноспособны. Для разрыва связей в сильнополярных молекулах (HCl, H2O) требуется меньше энергии, и скорость реакции значительно выше. Реакции между ионами в растворах электролитов протекают практически мгновенно. 2. Концентрация. С увеличением концентрации (числа частиц в единице объема) чаще происходят столкновения молекул реагирующих веществ - скорость реакции возрастает.

2A+B=A2B v=K{A}2{B} 3.

Температура. При повышении температуры на каждые 10°C скорость реакции возрастает в 2-4 раза (Правило Вант-Гоффа). При увеличении температуры от t1 до t2изменение скорости реакции можно рассчитать по формуле:v2/v1=jT2-T1/10 4.

Поверхность соприкосновения реагирующих веществ. Для гетерогенных систем (когда вещества находятся в разных агрегатных состояниях), чем больше поверхность соприкосновения, тем быстрее протекает реакция. Поверхность твердых веществ может быть увеличена путем их измельчения, а для растворимых веществ - путем их растворения. 5. Катализ. Вещества, которые участвуют в реакциях и увеличивают ее скорость, оставаясь к концу реакции неизменными, называются катализаторами. Механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции за счет образования промежуточных соединений. При гомогенном катализе реагенты и катализатор составляют одну фазу (находятся в одном агрегатном состоянии), при гетерогенном катализе - разные фазы (находятся в различных агрегатных состояниях). Резко замедлить протекание нежелательных химических процессов в ряде случаев можно добавляя в реакционную среду ингибиторы (явление "отрицательного катализа").

14. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции. Основной закон кинетики

Чтобы осуществлялось химическое взаимодействие веществ А и В, их молекулы (частицы) должны столкнуться. Чем больше столкновений, тем быстрее протекает реакция. Число же столкновений тем больше, чем выше концентрация реагирующих веществ. Отсюда на основе обширного экспериментального материала сформулирован основной закон химической кинетики, устанавливающий зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ

2A+B=A2B v=K{A}2{B}

Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Из уравнения (1) нетрудно установить физический смысл константы скорости k: она численно равна скорости реакции, когда концентрации каждого из реагирующих веществ составляют 1 моль/л или когда их произведение равно единице. Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, но не зависит от их концентраций. Уравнение (1), связывающее скорость реакции с концентрацией реагирующих веществ, называется кинетическим уравнением реакции. Если опытным путем определено кинетическое уравнение реакции, то с его помощью можно вычислять скорости при других концентрациях тех же реагирующих веществ.

15. Влияние температуры на скорость химической реакции. Правило Вант-Гоффа. Энергия активации

Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа: При повышении температуры на каждые 10о скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза. Математически эта зависимость выражается соотношением

v2/v1=jT2-T1/10

где vt 1, vt 2 - скорости реакции соответственно при начальной (t 1) и конечной (t 2) температурах, а г - температурный коэффициент скорости реакции, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции с повышением температуры реагирующих веществ на 10°. Правило Вант-Гоффа является приближенным и применимо лишь для ориентировочной оценки влияния температуры на скорость реакции. Температура влияет на скорость химической реакции, увеличивая константу скорости. Энергию активации можно определить, измерив константу скорости при двух температурах. Из уравнения (4.2) следует:

. (4.3)

Более точно энергию активации определяют по значениям константы скорости при нескольких температурах. Для этого уравнение Аррениуса (4.2) записывают в логарифмической форме

16. Понятие о химическом равновесии. Термодинамический и химический фактор равновесия. Константа равновесия

Химическим равновесием называется такое состояние химической системы, при котором количества исходных веществ и продуктов не меняются со временем. 1. Состояние системы остается неизменным во времени при сохранении внешних условий.2. Равновесие является динамическим, то есть обусловлено протеканием прямой и обратной реакции с одинаковыми скоростями.3. Любое внешнее воздействие вызывает изменение в равновесии системы; если внешнее воздействие снимается, то система снова возвращается в исходное состояние.4. К состоянию равновесия можно подойти с двух сторон - как со стороны исходных веществ, так и со стороны продуктов реакции.5. В состоянии равновесия энергия Гиббса достигает своего минимального значения. Для химической реакции:

2 NO(г) + O2(г) 2 NO2(г)

константа химической реакции Кс есть отношение:

(12.1)

В этом уравнении в квадратных скобках - концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, т.е. равновесные концентрации веществ. Константа химического равновесия связана с изменением энергии Гиббса уравнением:

GTо = - RTlnK

Факторы, влияющие на химическое равновесие:1) температура. При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении - в сторону экзотермической (выделение) реакции.

CaCO3=CaO+CO2 -Q t^ >, tv <N2+3H2-2NH3 +Q t^ <, tv >2)

При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении - в сторону большего объёма. Этот принцип действует только на газы, т.е. если в реакции участвуют твёрдые вещества, то они в расчёт не берутся.

CaCO3=CaO+CO2 P^ <, Pv >1моль=1моль+1моль

3) концентрация исходных веществ и продуктов реакции. При увеличении концентрации одного из исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при повышении концентрации продуктов реакции - в сторону исходных веществ.

S2+2O2=2SO2 [S],[O]^ >, [SO2]^ <

Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия

17. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье

Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняются закономерности, которая была высказана в общем виде в 1884 году французским ученым Ле-Шателье. Современная формулировка принципа Ле-Шателье такова: Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие, то система перейдет в другое состояние так, чтобы уменьшить эффект внешнего воздействия 1. Влияние температуры. В каждой обратимой реакции одно из направлений отвечает экзотермическому процессу, а другое - эндотермическому.

N2 + 3H2 2NH3 + Q

Прямая реакция - экзотермическая, а обратная реакция - эндотермическая. Влияние изменения температуры на положение химического равновесия подчиняется следующим правилам: При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры - в направлении экзотермической реакции. 2. Влияние давления. Во всех реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объема за счет изменения количества вещества при переходе от исходных веществ к продуктам, на положение равновесия влияет давление в системе.

Влияние давления на положение равновесия подчиняется следующим правилам: При повышении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ (исходных или продуктов) с меньшим объемом; при понижении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ с большим объемом

Таким образом, при переходе от исходных веществ к продуктам объем газов уменьшился вдвое. Значит, при повышении давления равновесие смещается в сторону образования NH3, о чем свидетельствуют следующие данные для реакции синтеза аммиака при 400 0С: 3. Влияние концентрации. Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам: При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции; при повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ.

18. Гомогенный и гетерогенный катализ. Механизм действия катализатора

При гомогенном катализе катализатор и реагирующие вещества образуют одну фазу (газовая смесь или раствор). При гетерогенном катализе катализатор и реагирующие вещества находятся в разных фазах. Гомогенный катализ Примером гомогенного катализа является разложение пероксида водорода в присутствии ионов йода. Реакция протекает в две стадии:

H2О 2 + I > H2О + IOH2О 2 + IO > H2О + О 2 + I

При гомогенном катализе действие катализатора связано с тем, что он вступает во взаимодействие с реагирующими веществами с образованием промежуточных соединений, это приводит к снижению энергии активации. Гетерогенный катализ При гетерогенном катализе ускорение процесса обычно происходит на поверхности твердого тела - катализатора, поэтому активность катализатора зависит от величины и свойств его поверхности. На практике катализатор обычно наносят на твердый пористый носитель. Механизм гетерогенного катализа сложнее, чем у гомогенного. Механизм гетерогенного катализа включает пять стадий, причем все они обратимы.1. Диффузия реагирующих веществ к поверхности твердого вещества 2. Физическая адсорбция на активных центрах поверхности твердого вещества реагирующих молекул и затем хемосорбция их 3. Химическая реакция между реагирующими молекулами 4. Десорбция продуктов с поверхности катализатора. 5. Диффузия продукта с поверхности катализатора в общий поток. Примером гетерогенного катализа является окисление SO2 в SO3 на катализаторе V2O5 при производстве серной кислоты (контактный метод). Течение реакции именно на поверхности катализатора можно продемонстрировать на опыте, в котором пластинку из платины нагревают в пламени газовой горелки, затем пламя тушат и пускают на пластинку струю газа из горелки, при этом пластинка снова раскаляется докрасна - окисление метана происходит на поверхности металла Механизм действия катализаторов обычно объясняют образованием промежуточных соединений с одним из реагирующих веществ. Так, если медленно протекающую реакцию

А + В = АВ

вести в присутствии катализатора К, то катализатор вступает в химическое взаимодействие с одним из исходных веществ, образуя непрочное промежуточное соединение:

А + К = АК

Реакция протекает быстро, так как энергия активации этого процесса мала. Затем промежуточное соединение АК взаимодействует с другим исходным веществом, при этом катализатор высвобождается:

АК + В = АВ + К

Энергия активации этого процесса также мала, а потому реакция протекает с достаточной скоростью. Если теперь оба процесса, протекающие одновременно, суммировать, то получим окончательное уравнение быстро протекающей реакции:

А + В = АВ

19. Основные сведения о растворах, способах выражения их концентрации. Химическая и физическая теории растворов

Растворы - термодинамические устойчивые системы переменного состава, состоят не менее чем из двух компонентов и продуктов их взаимодействия. Это дисперсные системы, состоящие из дисперсной фазы и дисперсионной среды. Существуют жидкие, газовые и твердые растворы. Растворы отличаются от химических соединений тем, что их состав может изменяться непрерывно. Как и любая химически равновесная в данных условиях система, растворы должны обладать минимумом свободной энергии Гиббса. По своему агрегатному состоянию дисперсные системы могут быть: газообразными, жидкими, твердыми; по степени дисперсности - взвесями, коллоидными и истинными растворами. Взвеси - гетерогенные системы, нестабильные во времени. Частицы их очень малы и сохраняют все свойства фазы. Взвеси расслаиваются, причем диспергированная фаза или выпадает в виде осадка, или всплывает в зависимости от соотношения плотностей. Примеры: туман (жидкость распределена в газе), суспензия (твердое тело - жидкость), эмульсия (жидкость - жидкость, C2H5OH + H2O - этиловый спирт и вода). В истинном растворе распределенное в среде вещество диспергировано до атомного или молекулярного уровня. Примеры многочисленны: газообразный раствор - воздух, состоящий из главного компонента азота - 78% N2; сплавы, представляющие собой твердые растворы, например, медные Cu - Zn, Cu - Cd, Cu - Ni и др. Коллоидные растворы - микрогетерогенные системы, занимают промежуточное положение между истинными растворами и взвесями. Растворы состоят из растворенного вещества и растворителя. Растворителем считают тот компонент, который преобладает в растворе. Свойства растворов зависят от концентрации. Рассмотрим способы выражения концентрации растворов. Концентрация - количество растворенного вещества, содержащееся в определенном количестве раствора или растворителя. При определении концентрации растворов используются различные методы аналитической химии: весовые, объемные, а также методы, основанные на измерении плотности, показателя преломления и других физико-химических свойств. Виды концентрации 1. Массовая доля растворенного вещества в растворе, % - отношение массы вещества к массе раствора:

2. Молярность раствора - число молей растворенного вещества в одном литре раствора. 3. Моляльность - число молей растворенного вещества на 1000 г растворителя. 4. Мольная доля растворенного вещества в растворе,

N

где n1 - растворенное вещество (моль); n2 - растворитель (моль). 5. Титр - число растворенного вещества в одном миллилитре раствора. Существует титриметрический анализ - метод количественного анализа, при котором содержание определяемого вещества Х рассчитывают на основании измерения количества реактива, затраченного на взаимодействие с Х, выполнение реакции в титриметрическом анализе является конечной стадией анализа. Пример: объем кислоты оттитруем щелочью каплями до исчезновения окраски - полная нейтрализация. При титровании

где Н - нормальность - число моль-эквивалентов растворенного вещества в одном литре раствора. 6. Основной характеристикой растворов является их растворимость - масса вещества, способная раствориться в ста граммах растворителя при данной температуре; этот процесс сопровождается тепловым эффектом. Количественно растворимость твердого тела, газа, жидкости в жидком растворителе определяется концентрацией насыщенного раствора при данной температуре, т. е. сколько вещества по массе (объему) в данном растворителе. Пример: m(NaCl) - 58,5 г на 100 г H2O при данной температуре. Насыщенный раствор - раствор, находящийся в равновесии, с избытком растворяемого вещества. Пересыщенный - неустойчивый раствор, содержащий больше вещества, чем это определяется его растворимостью.

20. Растворы электролитов. Диссоциация кислот, солей и оснований

Электролиты - вещества, которые при растворении подвергаются диссоциации на ионы. В результате раствор приобретает способность проводить электрический ток, т.к. в нем появляются подвижные носители электрического заряда. Например, при растворении в воде уксусная кислота диссоциирует на ион водорода и ацетат-ион:

CH3COOH H+ + CH3COO-

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени по третьей. Поэтому в водном растворе, например, фосфорной кислоты наряду с молекулами Н 3РО 4 имеются ионы (в последовательно уменьшающихся количествах) Н 2РО 2-4,НРО 2-4 и РО 3-4.Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы. Основания, растворимые в воде называются щелочами. Их немного. Это основания щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaОН, КОН, RbОН, СsОН,FrОН и Са(ОН)2, Sr(ОН)2, Ва(ОН)2, Rа(ОН)2, а также NН 4ОН. Большинство оснований в воде малорастворимо. Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп (гидроксогрупп). Например, NН 4ОН - однокислотное основание, Са(ОН)2 - двухкислотное,Fе(ОН)3 - трехкислотное и т.д. Двух- и многокислотные основания диссоциируют ступенчатоCa(ОН)2Са(ОН)+ + OH- (первая ступень)Ca(OH)+Ca2++OH- (вторая ступень) Однако имеются электролиты, которые при диссоциации одновременно образуют катионы водорода, и гидроксид-ионы. Эти электролиты называются амфотерными или амфолитами. К ним относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома и ряд других веществ. Вода, например, диссоциирует на ионы Н+ и ОН- (в незначительных количествах):

Н 2O Н+ + ОН

Следовательно, у нее в равной мере выражены и кислотные свойства, обусловленные наличием катионов водорода Н+, и щелочные свойства, обусловленные наличием ионов ОН-.Диссоциацию амфотерного гидроксида цинка Zn(ОН)2 можно выразить уравнением

2ОН- + Zn2+ + 2Н 2О Zn(ОН)2 + 2Н 2О [Zn(ОН)4]2-+ 2Н+

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов, а также катион аммония (NH+4) и анионы кислотных остатков. Например:

(NH4)2SO4 2NH+4 + SO2-4; Na3PO4 3Na+ + PO3-4

Так диссоциируют средние соли. Кислые же и основные соли диссоциируют ступенчато. У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода. Например:

KHSO4 K+ + HSO-4и далееHSO-4 H++SO2-4

У основных солей вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы.

Mg(OH)Cl Mg(OH)++Cl-и далее Mg(OH)+ Mg2++OH

Основностъ кислоты определяется числом катионов водорода, вторые образуются при диссоциации. Так, НCl, HNO3 одноосновные кислоты образуется один катион водорода; Н 2S, Н 2СО 3, Н 2SO4 двухосновные, а Н 3РО 4, Н 3АsО 4 трехосновные, так как образуются соответственно два и три катиона водорода. Из четырех атомов водорода, содержащихся в молекуле уксусной кислоты СН 3СООН, только один, входящий в карбоксильную группу - СООН, способен отщепляться в виде катиона Н+, уксусная кислота одноосновная. Двухи многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато (постепенно).

21. Диссоциация воды. Водородный показатель. Гидролиз солей

Чистая вода, хоть и плохо (по сравнению с растворами электролитов), но может проводить электрический ток. Это вызвано способностью молекулы воды распадаться (диссоциировать) на два иона которые и являются проводниками электрического тока в чистой воде (ниже под диссоциацией подразумевается электролитическая диссоциация - распад на ионы):

H2O - H+ + OH-

Водородный показатель (рН) величина, характеризующая активность или концентрацию ионов водорода в растворах. Водородный показатель обозначается рН. Водородный показатель численно равен отрицательному десятичному логарифму активности или концентрации ионов водорода, выраженной в молях на литр: pH=-lg[ H+ ] Если [ H+ ]>10-7моль/л, [ OH-]<10-7моль/л -среда кислая; рН<7.Если [ H+ ]<10-7 моль/л, [ OH-]>10-7моль/л -среда щелочная; рН>7. Гидролиз солей - это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита. 1). Гидролиз не возможенСоль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr, NaCl, NaNO3), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется.рН таких растворов = 7. Реакция среды остается нейтральной. 2). Гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион). В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой

(FeCl2, NH4Cl, Al2(SO4)3,MgSO4)

гидролизу подвергается катион:

FeCl2 + HOH <=>Fe(OH)Cl + HCl Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH- <=> FeOH+ + 2Cl- + Н+

В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H+ и другие ионы. рН раствора < 7 (раствор приобретает кислую реакцию). 3). Гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион). Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой

(КClO, K2SiO3, Na2CO3,CH3COONa)

подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид-ион ОН- и другие ионы.

K2SiO3 + НОH <=>KHSiO3 + KОН 2K+ +SiO32- + Н+ + ОH-<=> НSiO3- + 2K+ + ОН-

рН таких растворов > 7 (раствор приобретает щелочную реакцию).4). Совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион и анион). Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой

(СН 3СООNН 4, (NН 4)2СО 3, Al2S3),

гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуются малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Мерой силы кислоты и основания является константа диссоциации соответствующего реактива. Реакция среды этих растворов может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной:

Al2S3 + 6H2O =>2Al(OH)3v+ 3H2S^

Гидролиз - процесс обратимый. Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота

22. Свойства растворов неэлектролитов. Замерзание и кипение растворов. Законы Рауля

По наличию или отсутствию электрической проводимости растворы веществ делят на электролиты - проводящие электрический ток, и неэлектролиты - не проводящие электрический ток, в силу отсутствия в них ионов. Для описания свойств разбавленных растворов неэлектролитов используют модель идеального раствора. Идеальным называют раствор, в котором не происходят химические реакции между компонентами, а силы межмолекулярного взаимодействия между компонентами одинаковы. Образование этих растворов сопровождается нулевым тепловым эффектом, и каждый компонент в растворе ведет себя независимо от других компонентов. К идеальным растворам по свойствам приближаются очень разбавленные растворы неэлектролитов. К общим свойствам таких растворов относятся понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором и температура замерзания, повышение температуры кипения и осмотическое давление. Допустим, что из раствора при изменении температуры испаряется или кристаллизуется только растворитель, и, что растворенное вещество является неэлектролитом. Закон Рауля относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно молярной доле растворенного вещества

Др/р 0 = n/(n + N),

где n - число молей растворенного вещества; N - число молей растворителя. Из закона Рауля возникают два следствия. 1. Повышение температуры кипения ДТкип пропорционально моляльности раствора

Сm.ДТкип. = КэСm,

где Кэ - эбуллиоскопическая постоянная растворителя; Сm - моляльная концентрация раствора;

ДТкип. = Ткип р-ра -

Ткип. р-рителя.2. Температура замерзания (кристаллизации) раствора ниже температуры замерзания (кристаллизации) чистого растворителя. Это обусловлено более низким давлением пара растворителя над раствором, чем над чистым растворителем. Понижение температуры замерзания (кристаллизации) Тзам пропорционально моляльности раствора

ДТзам = Кк Сm,

где Кк - криоскопическая постоянная, зависящая от природы растворителя. Используя эти уравнения можно определить молярную массу вещества по повышению температуры кипения раствора (метод эбуллиоскопии) или по понижению температуры замерзания раствора (метод криоскопии). Для этого экспериментально определяют повышение температуры кипения или замерзания раствора. Если известна масса растворенного вещества mB и растворителя mA, то молярную массу растворенного вещества МВ определяют по уравнению

Мв = 103КmB/(mAДT).

23. Дисперсные системы. Коллоидные растворы. Методы получения. Строение мицеллы структурной единицы коллоидного раствора

Дисперсной называется система, состоящая из двух или более веществ, причем одно из них в виде очень маленьких частиц равномерно распределено в объеме другого. Коллоидные системы (в переводе с греческого "колла" - клей, "еидос" вид клееподобные) - это такие дисперсные системы, в которых размер частиц фазы от 100 до 1 нм. Эти частицы не видны невооруженным глазом, и дисперсная фаза и дисперсная среда в таких системах отстаиванием разделяются с трудом.

{[AgI]m · nAg+ · (n-x)NO3-}x+x NO3

- Диспсистема состоит из диспфазы(то, что растворено) и из диспсреды (в чем растворено). Пример: туман. Дисперсные фазы делятся на: грубо дисперсные; коллоидные; истинные растворы. Методы получения:1)метод диспергирования-механическое, ультразвуковое измельчение вещества до растворов частиц коллоидной системы дисперсности с послед-им растворением их в растворителе. 2) метод конденсации: а) хим. конденсация-основана на р-ии обмена, ОВР и гидролиза б) физ. конденсация основана на замене растворителя.

24. Свойства коллоидных растворов электрические, кинетические и др. Устойчивость и коагуляция коллоидных систем

1) рассеяние света 2) флотация-всплывание каллоидных частиц на поверхность 3) сидиментация - выпадение в осадок коллоидных частиц 4)коагуляция-уменьшение степени диссоциации коллоидных частиц 5) пептизация - обратное расщепление продуктов коагуляции золя, происходящее в некоторых случаях под действием окружающей среды или при введении некоторых добавок 6) электрофорес - направленное движение чколлоидных частиц в эл. поле

25. Поверхностно-активные вещества и их влияние на свойства дисперсных систем

П А В, вва. способные концентрироваться на поверхности раздела фаз и снижать поверхностное(межфазное) натяжение. Делятся на 2 большие группы:1) истинно растворимые в воде (дифильные молекулы с короткими углеводородными радикалами) 2) мицеллярные коллоиды (дифильные молекулы с длинными углеводородными радикалами, малорастворимые вводе) Обладают смачивающими, эмульгирующими, моющими и др. ценными свами. Подразделяются на ионогенные и неионогенные. Среди ионогенных ПАВ, диссоциирующих в р-ре с образованием активного аниона или катиона, наибольшее значение имеют анионные, например солижирных кт или сульфокислот; к катионным ПАВ относятся, напр., производные алкиламинов. Пример неионогенных ПАВ (не диссоциирующих в р-ре) полиэтиленгликолевые эфиры жирных спиртов.

26. Электрохимические явления на границе цинк-раствор, медь-раствор. Электродный потенциал. Уравнение Нернста

Рассмотрим простейший гальванический элемент Даниэля-Якоби, состоящий из двух полуэлементов - цинковой и медной пластин, помещенных в растворы сульфатов цинка и меди соответственно, которые соединены между собой посредством электролитического ключа - например, полоски бумаги, смоченной раствором какого-либо электролита. Схематически данный элемент изображается следующим образом:

Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu

На поверхности каждого из электродов имеет место динамическое равновесие перехода ионов металла из электрода в раствор и обратно, характеризуемое потенциалом ДЭС (зарядом на электроде q). Если соединить медный и цинковый электроды металлическим проводником, немедленно произойдет перераспределение зарядов - электроны начнут перемещаться с электрода с более отрицательным зарядом (в нашем случае - цинкового) на электрод с более положительным зарядом (медный), т.е. в проводнике возникнет электрический ток. Изменение величины заряда каждого из электродов нарушает равновесие - на цинковом электроде начнется процесс перехода ионов из электрода в раствор (окисление металла), на медном - из раствора в электрод (восстановление металла); при этом протекание процесса на одном электроде обусловливает одновременное протекание противоположного процесса на другом:

Zno --> Zn2+ + 2е-Сu2+ + 2е- --> Сuo

Электрод, на котором при работе гальванического элемента протекает процесс окисления, называется анодом, электрод, на котором идет процесс восстановления - катодом. При схематическом изображении гальванических элементов слева записывают анод, справа - катод (стандартный водородный электрод всегда записывают слева). Суммарный окислительно-восстановительный процесс, происходящий в гальваническом элементе, выражается следующим уравнением:

Сu2+ + Zno --> Сuo + Zn2+

Т.о., гальванический элемент можно определить как прибор для преобразования химической энергии окислительно-восстановительной реакции в электрическую за счет пространственного разделения процессов окисления и восстановления. Работа, которую может совершить электрический ток, вырабатываемый гальваническим элементом, определяется разностью электрических потенциалов между электродами (называемой обычно просто разностью потенциалов) ДЦ и количеством прошедшего по цепи электричества

q: (III.39)

Работа тока гальванического элемента (и, следовательно, разность потенциалов), будет максимальна при его обратимой работе, когда процессы на электродах протекают бесконечно медленно и сила тока в цепи бесконечно мала. Максимальная разность потенциалов, возникающая при обратимой работе гальванического элемента, есть электродвижущая сила (ЭДС) гальванического элемента.

Электродным потенциалом электрода еэ называется ЭДС элемента, составленного из данного электрода и стандартного водородного электрода (см. ниже), электродный потенциал которого принят равным нулю. При этом знак электродного потенциала считают положительным, если в таком гальваническом элементе испытуемый электрод является катодом, и отрицательным, если испытуемый электрод является анодом. Необходимо отметить, что иногда электродный потенциал определяют как "разность потенциалов на границе электрод - раствор", т.е. считают его тождественным потенциалу ДЭС, что не вполне правильно (хотя эти величины взаимосвязаны). Величина электродного потенциала металлического электрода зависит от температуры и активности (концентрации) иона металла в растворе, в который опущен электрод; математически эта зависимость выражается уравнением Нернста (здесь F - постоянная Фарадея, z - заряд иона):

В уравнении Нернста е° - стандартный электродный потенциал, равный потенциалу электрода при активности иона металла, равной 1 моль/л. Стандартные электродные потенциалы электродов в водных растворах составляют ряд напряжений. Величина е° есть мера способности окисленной формы элемента или иона принимать электроны, т.е. восстанавливаться.

Основные	Амфотерные	Кислотные
Основные-реагируют с избытком кислоты с образованием соли и воды. Основным оксидам соответствуют основания. 1.Взаимодействие с водой(оксиды щелочных и щелочноземельных мет.) CaO+H2O=Ca(OH)2 2.Все-с кислотами AI2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O 3.С кислотнями оксидами CaO+CO2=CaCO3 4.С амфотерными оксидами Li2O+Al2O3=2LiAlO2	Амфотерные (ZnO, Al2O3,Cr2O3, MnO2) 1.Взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями. ZnO+2HCl=ZnCl2+H2O ZnO+2NaOH+H2O=Na2[Zn(OH)4]

Подобные документы

• Жизнь и деятельность Д.И. Менделеева. Периодический закон

  Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева как основа современной химии. Исследования, открытия, изыскания ученого, их влияние на развитие химии и других наук. Периодическая система химических элементов и ее роль.
  
  реферат [38,8 K], добавлен 03.03.2010
  

• Периодический закон и строение атома. Современная формулировка закона

  История открытия периодического закона Д.И. Менделеева, его авторская и современная формулировка. Важнейшие направления развития химии на основе данного закона. Структура системы химических элементов. Строение атома, основные положения его ядерной модели.
  
  презентация [3,1 M], добавлен 02.02.2014
  

• Строение атома и периодическая система химических элементов

  Электронное строение атомов элементов периодической системы. Устойчивость электронных конфигураций. Характеристика семейств элементов. Изучение принципа наименьшей энергии и правила Хунда. Порядок заполнения атомных орбиталей в основном состоянии атома.
  
  презентация [676,5 K], добавлен 22.04.2013
  

• История развития химии

  Зарождение химии в Древнем Египте. Учение Аристотеля об атомах как идейная основа эпохи алхимии. Развитие химии на Руси. Вклад Ломоносова, Бутлерова и Менделеева в развитие этой науки. Периодический закон химических элементов как стройная научная теория.
  
  презентация [1,8 M], добавлен 04.10.2013
  

• Строение атома и периодическая система химических элементов

  Схематическое представление энергетических решений уравнения Шредингера для атома водорода. Строение многоэлектронных атомов, принцип Паули. Принцип наименьшей энергии, правило Хунда. Характеристика электронных уровней, их связь со свойствами элементов.
  
  презентация [344,1 K], добавлен 11.08.2013
  

• Концепции современного естествознания (химическая составляющая)

  Роль химии в развитии естественнонаучных знаний. Проблема вовлечения новых химических элементов в производство материалов. Пределы структурной органической химии. Ферменты в биохимии и биоорганической химии. Кинетика химических реакций, катализ.
  
  учебное пособие [58,3 K], добавлен 11.11.2009
  

• Химия

  Основные понятия и законы химии. Классификация неорганических веществ. Периодический закон и Периодическая система элементов Д.И. Менделеева. Основы термодинамических расчетов. Катализ химических реакций. Способы выражения концентрации растворов.
  
  курс лекций [333,8 K], добавлен 24.06.2015
  

• Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева на основе представлений о строении атома

  Формулировка периодического закона Д. И. Менделеева в свете теории строения атома. Связь периодического закона и периодической системы со строением атомов. Структура периодической Системы Д. И. Менделеева.
  
  реферат [9,1 K], добавлен 16.01.2006
  

• Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева

  Развитие периодического закона в XX веке. Периодические свойства химических элементов: изменение энергии ионизации, электроотрицательности, эффекты экранирования и проникновения. Изменение величин атомных и ионных радиусов. Общие сведения о неметаллах.
  
  презентация [155,9 K], добавлен 07.08.2015
  

• Общая и неорганическая химия

  Основные классы неорганических соединений. Распространенность химических элементов. Общие закономерности химии s-элементов I, II и III групп периодической системы Д.И. Менделеева: физические, химические свойства, способы получения, биологическая роль.
  
  учебное пособие [3,8 M], добавлен 03.02.2011
  

• главная
• рубрики
• по алфавиту
• вернуться в начало страницы
• вернуться к началу текста
• вернуться к подобным работам