Химия как наука

Размещено на http://www.allbest.ru/

Химия как наука

Преподаватель - Иванов Иван Иванович

Химия - наука о веществах, их строении, свойствах, превращениях, сопровождающихся изменением свойств веществ.

Превращения бывают: 1) Физические (процессы, сопровождаемые изменением физических свойств вещества). 2) Химические (сопровождаются изменением строения атомов и молекул, составляющих вещество. В результате образуются новые вещества с новыми свойствами. 2NaOH+H₂SO₄Na₂SO₄ + 2H₂0 + 113,7 Дж (нейтрализация) 3) Физико-химические (не сопровождаются коренной перестройкой атомов и молекул (плавление, испарение). 4) Ядерные (сопровождаются коренной перестройкой атомов, приводят к возникновению новых химических элементов)

Химические процессы классифицируются: 1) Синтез (соединения): а) NH₃+HClNH₄Cl б) 2NO+O₂ 2NO₂ 2) Реакция разложения (анализа) а) (NH₄)₂+Cr₂O₂Cr₂O₃+N₂+4H₂O+Q 3) Реакция обмена. Pb(CH₃COO)₂+2KIPbI₂+2KCH₃COO 4) Реакция вытеснения. CuSO₄+FeCu+FeSO₄ 5) ОВР (4)

Вещество - одно из состояний материй. Материя - вещество и энергия. Вещества бывают простые и сложные.

Элемент - вид атомов с одинаковым зарядом ядра = порядковому номеру.

Аллотропия - существование вещества в нескольких формах.

Полиморфизм - существование сложных веществ в нескольких формах (оксид кремния - 13 модификаций)

Основные законы химии

В изолированных системах сумма масс энергий постоянна. .

Закон постоянства вещества. Каждый химический элемент имеет определенный и постоянный состав, независимо от способа получения .

Закон эквивалента. Любые вещества вступают в реакции в отношениях, пропорциональных их эквивалентам.

Эквивалент - количество вещества, взаимодействующее с 1 молем атома водорода или замещающий его в химических реакциях. Масса эквивалента, выраженная в граммах, называется эквивалентной массой. [Э] [г/моль]. . В основаниях Э=М/2. В кислотах Э=М/3. В солях Э=М/6. В оксидах Э=М/10.

Моль - количество вещества, содержащее столько структурных единиц (атом, молекул, ион), сколько атомов в 12 г стабильного изотопа углерода C₁₂.

Закон Авогадро. При одинаковых физических условиях, в равных объемах газа содержится равное число молекул или атомов в случаях инертных газов (одноатомные газы). . (плотность первого газа по второму).

Номенклатура неорганических соединений.

H - гидрогениум, C - карбониум, О - оксигениум, N - нитрогениум, Ag - аргениум, Mn - манганум, Si - силигениум, S - сульфид, Fe - феррум, Cu - купрум, As - арсигениум, Sn - стану, Sb - стибию, Hg - гидраргиум.

Вещества классифицируют по свойствам: 1) Оксиды (солеобразующие (основные, кислотные, амфотерные) и несолеобразующие). 2) Гидроксиды (основания и кислоты) 3) Соли.

Кислоты классифицируют на: 1) 1-основная 2) 2-основная 3) 3-основная 4) 4-основная.

1) Бескислородные 2) Кислородсодержащие.

Кислота	Анион	Соль
Формула	Название	Формула	Название	Формула	Название
HF	Второводородая	F1-	Вторидион	CaF2	Вторид кальция
H2SO3	Сернистая				Сульфит
H2S2O3	Тиосерная				Тиосульфат
H2S2O7	Пиросерная				Пиросульфат
H2S2O8	Пероксодвусерная				Пероксодисульфат
H2Se	Селеноводородная				Селенид
H2SeO3	Селенистая				Селенит
H2SeO4	Селеновая				Селенат
H2SiO3	Кремниевая				Силикат
HVO3	Ванадиевая				Ванадат
H2S	Сероводородная	S2-	Сульфидион	CaOHF	Вторид гидросокальция
				Ca(HS)2	Гидросульфид кальция
HCN	Циановодородная	CN1-	Цианидион	Fe(CN)3	Цианид железа 3
MCNS	Родановодородная	CNS1-	Роданид	Fe(CNS)3	Роданид железа 3
HClO4	Хлорная	ClO41-	Пирохлорат	MgOHClO4	Пирохлорат гидроксомагния
HClO3	Хлорноватая	ClO3	Хлорат	Fe(OH)2ClO3	Хлоратдигидроксо железа 3
HClO2	Хлористая	ClO2	Хлорид	CaClO2	Хлорид кальция
HClO	Хлорноватистая	ClO	Гипохлорид	CaClO	Гипохлорид кальция
HMnO4	Марганцовая	MnO41-	Перманганат	KMnO4	Перманганат калия
H2MnO4	Марганцовистая	MnO42-	Марганат	KHMnO4	Гидроманганат калия
H2SO4	Серная	SO4	Сульфат	CaH(SO4)2	Гидросульфат кальция
H2SO3	Сернистая	SO3	Сульфит	Fe(OH)2SO3	Сульфат дигидроксожелеза
H2CrO4	Хромовая	CrO4	Хромат	Ba(OH)2CrO4	Хромат дигидроксобария
H2Cr2O7	2-х хромовая	CrO7	Бидихромат	(NH4)2Cr2O7	Дихромат
HCrO2	Метахромистая				Метахромит
HI	Иодоводород				Йодид
HOI	йодноватистая				Гипойодид
HIO3	Йодноватая				Йодат
HIO4	йодная				Перйрдат
H2WO4	Вольфрамовая	WO4	Вольфрамат	CaWHO4	Гидровольфрамат кальция
HN3	Азидоводород
HNO3	Азотная	NO3	Нитрат
HNO2	Азотистая	NO2	Нитрит
H2P2O7	Пирофосфорная				Дифосфат
H3PO4	Ортофосфорная	PO43-	Ортофосфат	Ca3(PO4)2	Ортофосфат
H3PO2	Фосфорноватистая				Гипофосфит
HPO3	Метафосфорная	PO31-	Метафосфит	Ca(PO3)2	Метафосфад
H3PO3	фосфористая				Фосфит
HPO2	Метафосфористая	PO2	Метафосфид	CaOHPO2	Метафосфид гидроксокальция
				KBeO2	Бериллат калия
				Ca(HCO3)2	Гидрокарбонат кальция
HCN	Циановодородная	CN	Циано		Цианид
		NH4	Аммоний
HAlO3	Метаалюминиевая				Метаалюминат
HAsO3	Метамышьяковая				Метаарсенат
H3AsO4	Ортомышьяковая				Ортоарсенат
HAsO2	Метамышьяковистая				Метаарсенит
H3AsO3	Ортомышьяковистая				Ортоарсенит
HBO2	Метаборная				Метаборат
H3BO3	Ортоборная				Ортоборат
H2B4O7	Четырехборная				Тетраборат
H2C2O4	Щавельная				Оксолат
HOBr	Бромноватистая				Гипобромат
HBrO3	Бромноватая				Бромат
HCOOH	Муравьиная				Формиат
H2MoO4	Молибденовая				Молибдат

Строение атома.

Открытие в 1869 году Менделеевым термоядерного закона.

Открытие в 1879 катодных лучей Круксом.

В 1897 году Томсон назвал их электронами

1909 Милликем определил массу электронов и их заряд.

1886 Гольдштейн открыл гамма-лучи (полож. частицы).

1895 Открытие рентгеновских лучей

1896 Беккерель открыл радиоактивное излучение .

1911 Резерфорд определил радиус ядра атома

1905 Томсон построил первую модель атома.

1911 Модель Резерфорда

1916 Модель Бора

квант действия.

n=1, 2, 3 - главное квантовое число.

. .

Движение электрона по эллиптической орбите является ускоренным.

e - Орбитальное квантовое число.

m - Магнитное квантовое число.

Квантово-Механическая модуляция основана на:

1924 Луи де Бройль высказывает мысли, что электрон обладает волновыми свойствами.

1927 Гейзенберг сформулировал принцип неопределенности

1927 Шредингер. Дифракция электронов.

.

Принцип неопределенности: Произведение неопределенности положения и импульса не может быть меньше постоянной Планка. . .

Нельзя одновременно определить с одинаковой точностью положение частицы и её импульс.

В квантовой механике нельзя говорить о точном положении частиц, а можно о вероятности нахождения электрона в данном элементе пространства.

Орбиталь - часть и форма пространства, вероятность нахождения в котором электрона равняется наперед заряженной величине, обычно 90 %.

.

Квантовые числа. Их смысл и значение.

Цифра 1 2 3 4 5

Символ k l m n o.

Магнитное квантовое число характеризует распределение энергии электрона в пределах подуровня в зависимости от положения орбитали во внешнем магнитном поле.

Типовое квантовое число (m_s) характеризует момент количества движения электрона при вращении вокруг своей оси.

1924 Принцип Паули. В атоме не может быть двух или более электронов, характеризующихся одинаковым набором значений четырех квантовых чисел.

Принцип Хунда: При возрастании заряда ядра атома электроны стремятся занять максимальное число орбиталей атомов, т.е. чтобы максимальная величина суммы значений типовых квантовых чисел была максимальна.

Принцип Ключевского.

1 правило. При возрастании заряда ядра, заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы n+l. l-орбитальное квантовое число. n - главное квантовое число.

2 правило. Если сумма значений n+l одинакова, то в первую очередь идет заполнение орбитали в порядке возрастания главного квантового числа.

. Последняя буква указывает на принадлежность элемента к уровню.

В связи с периодическим изменением электронных структур атомов, в связи с возрастанием заряда ядра периодически меняются: Атомные радиусы, потенциалы ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, валентность, степень окисления.

1) Радиус. Атомный радиус зависит не только от заряда ядра, но и от того, в какое соединение он входит. В связи с этим используется понятие эффективности атомного радиуса (половина расстояния между 2 атомами данного элемента в кристаллической решетке). Измеряется в нм и уменьшается в периоде , в группах возрастает .

2) Потенциал ионизации: (Минимальное напряжение, которое необходимо свободному электрону для удаления его из 1 моля одиночных атомов). Э+J₁=Э¹⁺+1. J₁-первый потенциал ионизации. [эВ]

1эВ=96 кДж/моль

Элемент	Li	Be	B	C	N	O	F
Заряд ядра	+3	+4	+5	+6	+7	+8	+9
Потенциал ионизации	5.4	9.3	8.3	11.3	14.5	13.6	17.4

Слева направо потенциал растет

Be 1s22s22p0 Зависит и от энергии

B 1s22sp22p1 Состояние

3) Сродство к электрону. Это энергия, выделяемая при захвате одиночных электронов одним молем одиночных атомов.

Э+1=Э^1-Е. Е-энергия сродства к . E 0,6 0,4 0,3 1,3 -0,2 1,5 3.4 Растет слева направо.

Li Be B C N O F

Поль. 1931. Характеристика электроотрицательности. Она бывает абсолютная Э_1О=J+E и относительная Э_О-. Li Be B C N O F Возрастает и .

1 1.5 2 2.5 3 3.5 4

Типы связей: а) Неполярная б) Полярная в) Ионная

4) Провал . Если у атома заполнение f или d подуровня близко к заполнению наполовину или полностью, то с выше лежащего уровня проваливается . Полученное состояние является энергетически выгодным (устойчивым). Cr, Cu, Ag, Me и f элементы. Например: ₂₉Сu 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁹ (d-элемент). Провал - 3s²3p⁶4s¹3d¹⁰ или 3s²3p⁶4s¹3d⁹4p¹

При возбуждении атомов элементов разрешен переход электронов только в пределах своего энергетического уровня (за исключением провалов )

Химическая связь. Строение молекул.

Существует несколько типов химических связей, но природа едина и носит электросмешанный характер. При образовании связи энергия выделяется.

Ковалентная. а) Полярная. б) Неполярная

Ионная

Донорно-акцепторная

Водородная

Межмолекулярное взаимодействие

Для характеристики химических связей используется следующее понятие: энергия химической связи, длина, кратность, направленность, полярность.

Энергия связи определяется энергией, выделяющейся при возникновении химической связи. Если связей несколько (однотипных), то прочность 1 связи оценивается делением на число связи. Чем больше энергии выделяется, тем связь прочнее.

Длина связи. Половина расстояния между центрами ядер двусвязных атомов. Чем меньше, тем связь прочнее.

Кратность. Оценивается числом пар, связывающих 2 взаимодействующих атома. Чем кратность выше, тем длина меньше, а прочность выше. Этан: С-С; Этилен ; Ацетилен .

Направленность. Это угол между воображаемыми линиями, проходящими через центры ядер 2 связанных атомов в молекуле.

Полярность. Оценивается смещением электронной пары к одному из ядер взаимодействующих атомов. Количественной характеристикой является дипольный момент.

Диполь - электронная система, состоящая из 2 зарядов = по величине, но противоположных по знаку, находящихся на расстоянии. М=eq -дипольный момент. q-эффективный заряд. e-длина диполя.

Ковалентная полярная связь. Возникает за счет неспаренных электронов различных атомов, либо за счет неподеленной пары одного атома и свободной орбитали другого атома. Все возникшие при этом связи могут быть объяснены набором локализованных 2 центровых химических связей.

Межмолекулярные взаимодействия

Пусть А и В - вещества, где А - полярная молекула, а В - неполярная. Имеет три возможности их соединения, а именно:

а) А-А. Ориентационное взаимодействие между двумя полярными молекулами.

l₁>l₀. ,

где k-постоянная Больцмана, а М - дипольный момент.

б) А-В. Возникает индукционное взаимодействие. Результатом является возникновение дипольного момента в неполярной молекуле.

l1>l0.

.

в) В-В. В неполярных молекулах могут возникать мгновенные диполи, вследствие пульсации электронного облака. Взаимодействие дисперсионное.

,

где пулевая энергия, присущая каждой молекуле, при T=0K (справочная величина)

Несмотря на низкие энергии межмолекулярные взаимодействия на дисперсионном, например, основано сжижение газов.

Металлическая связь.

Металлы отличаются от других веществ 1) высокой электрической проводимостью и 2) теплопроводностью, а также они в обычных условиях являются кристаллическими веществами (за исключением ртути) с высокими координационными числами. Судя по первому свойству, очевидно, что часть электронов может перемещаться по всему объему куска металла. С другой стороны из кристаллической структуры металлов следует, что их атомы не связаны друг с другом локализованными двухэлектронными связями, ибо числа валентных электронов атома недостаточно для образования подобных связей со всеми его соседями.

Рассмотрим металлическую связь на примере лития. Каждый его атом имеет по восемь ближайших соседей. Для образования двухэлектронных связей в подобной структуре, атом лития должен предоставить восемь электронов, но это невозможно, так как его валентность всего 1. В кристалле лития орбитали соседних атомов перекрываются. Каждый атом предоставляет на связь четыре валентные орбитали и один валентный электрон. Значит, в кристалле металла число электронов меньше числа орбиталей. Поэтому электроны могут переходить из одной орбитали в другую. Электроны принимают участие в образовании связи между всеми атомами кристалла металла. К тому же атомы металлов характеризуются невысокой энергией ионизации - валентные электроны слабо удерживаются в атоме, т.е. легко перемещаются по всему кристаллу.

Таким образом, в отличие от ковалентных и ионных соединений в металлах небольшое число электронов одновременно связывают большое число атомных ядер, а сами электроны могут перемещаться в металле. Иначе говоря, в металлах имеет место сильно делокализованная химическая связь.

Элементы химической термодинамики.

Занимается изучением макросистем.

Термодинамическая система - совокупность взаимодействующих веществ, имеющих видимые или воображаемые границы с окружающей средой.

Они бывают: Изолированные и неизолированные.

Изолированные не обмениваются с внешней средой ни массой, ни энергией. Неизолированные делят на: открытые и замкнутые.

Открытые обмениваются и массой и энергией, а замкнутые только энергией.

Они бывают: Гомогенные, гетерогенные.

Гомогенные системы - системы, в которых состав и свойства не меняются в пространстве и во времени.

Гетерогенные системы - обычно однофазные. Состоят из нескольких фаз, свойства которых на границе раздела меняются скачком (дискретно).

Фаза - совокупность гомогенных частей системы, отличающихся по составу и свойствам или только по свойствам. Состав однороден или непрерывно меняется от точки к точке.

Параметр - свойство системы, которое можно измерить. Изменение параметров - процесс.

Параметры бывают: Экстенсивные и интенсивные.

Экстенсивные - Т, молярная масса, теплоемкость - не зависят от количества вещества

Интенсивные - объем, масса.

Уравнение состояния системы - связь между параметрами.

Процессы бывают: Самопроизвольные, вынужденные.

Самопроизвольные - протекающие в одном направлении, в результате которых не наступают существенные изменения в окружающей среде и системе.

Вынужденные - протекают при существующем внешнем воздействии, в результате которых наступают изменения в системе и окружающей среде.

Процессы бывают: Равновесные (в прямом и обратном направлении), неравновесные (только в прямом).

Химическая термодинамика позволяет: 1) Оценить тепловые эффекты процессов 2) возможность и направление процессов 3) научиться управлять процессами и рассчитывать, до каких равновесных состояний процесс протекает 4) выход продукта реакции.

Химическая термодинамика базируется на 2 законах:

1 ЗАКОН: Энергия не возникает и не исчезает, а превращается в другую, в эквивалентных количествах.

.

U - Энергия взаимодействия всех частиц системы, куда не входит Е_к и Е_п. W - затраченная и полезная работа. Полезная, если меняется состав системы.

Изобарный процесс.

.

- энтальпия (полное теплосодержание системы (внутренняя энергия и потенциальная работа)).

Изохорный процесс.

.

Если не учитывать в реакции газо- и парообразные вещества, то

Основным законом термодинамики является закон Гесса Г.Н.: Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути процесса, а определяется видом и состоянием конечных и исходных веществ. Он справедлив при T=const.

Следствие: Тепловой эффект реакции равен сумме энтальпий образований конечных веществ минус сумма энтальпий начальных.

- стандартное Н образования, где 0-давление, f-образование, 298 - стандартная температура.

- это тепловой эффект реакции образования сложных веществ из устойчивых модификаций простых веществ, следовательно, для простых веществ =0, а для сложных - справочная величина [кДж/моль]

Эндотермический процесс >0

Экзотермический процесс <0

Знание теплового эффекта реакции не позволяет определить направленность, хотя большинство самопроизвольных процессов - экзо.

2 Закон термодинамики. Единственным результатом любой совокупности процессов не может быть только лишь переход энергии от менее нагретого тела к более нагретому (Клаузиус 1850 год)

Энтропия (превращение энергии) - логарифмическая термодинамическая вероятность.

[Дж/моль К].

Термодинамическая вероятность - совокупность микросостояний, посредством которой может быть реализовано данное макросостояние. - стандартная энтропия. Абсолютную величину можно измерить. Если то =0 - функция неупорядоченности системы. S - мера бесполезности теплоты. Используется для определения направления процесса в изолированных системах. Процесс протекает самопроизвольно, если . При достижении равновесного состояния , а само S достигает максимального значения (изолированная система). Для определения направления процесса неизвестной системы используют энергию Гиббса.

при стандартных условиях. В самопроизвольных процессах .

(энтропийный фактор)

(энтальпийный фактор)

> обычно

(изобарно-изотермический потенциал - назвал Гиббс)

- энергия Гиббса. Абсолютную величину нельзя измерить.

- можно измерить. Является также мерой химического сродства - способность взаимодействовать друг с другом.

Если >, то <0. Вещества обладают химическим сродством. Протекают в прямом направлении.

Если <, то >0. Реакция самопроизвольно протекает в обратном направлении.

Если =, то =0. Система в состоянии равновесия. Протекает в прямом и обратном направлениях с постоянной скоростью.

<0, >0 - при любых , то <0.

>0, <0 - >0. Процесс невозможен в прямом направлении.

>0, >0 - при достижении некоторой T > - процесс возможен

<0, <0 - при достижении некоторой T, процесс невозможен.

связано с const химического равновесия. Рассмотри реакция превращения А в В.

. . ,

где Р_i-парциальное давление.

.

Если , то .

В химической реакции

.

Для простых веществ

=0.

Химическая кинетика и химическое равновесие.

Химическая кинетика - учение о скорости и механизме протекания реакций.

Скорость реакции - изменение действующей массы (Д.М.) в единицу времени в единице объема для гомогенных и на единице поверхности для гетерогенных.

В качестве Д.М. можно использовать любую характеристику, связанную с количеством взаимодействующих веществ.

Механизм - последовательность протекания отдельных стадий. Если одна из стадий протекает с меньшей скоростью, то эта стадия называется лимитирующей.

На скорость реакции влияют: концентрация, температура, катализаторы. Предположим, что мы рассматриваем гомогенные, односторонние. Д.М. - молярная концентрация - С.

. =.

Основным законом химической кинематики является закон Д.М. (ЗДМ), сформулированный в 1865-1867 годах Гульберном и Вааге: При постоянной температуре скорость химической реакций прямо пропорциональна произведению действующих масс реагирующих веществ.

где А и В - концентрации. k - const химической реакции. Если , то .

Физический смысл константы скорости реакции: k - равняется скорости реакции при единичных концентрациях веществ. Зависит от природы реагирующих веществ и Т.

. Это связано с тем, что реакция сложная, протекает в несколько стадий, а записанное уравнение отражает только результат, а не отдельную стадию.

Обычно химические реакции классифицируют по молекулярности и порядку.

Под молекулярностю понимают число молекул, участвующих в элементарных химических взаимодействиях. Знание молекулярности еще недостаточно для записи уравнения ЗДМ.

Порядок реакции n. Различают 0-порядковые и более.

Порядок реакции - число молекул, участвующих в определяющей стадии.

Введение n позволяет выполнять расчеты, но не вскрывает механизм реакции.

Закономерности реакций последних порядков.

1. Порядок

. (1 порядок) С - концентрация, тогда , [A]=C . Имеем

, .

Если =0, то С=С₀, тогда

.

Пусть а - исходное число моль, а x - число моль в момент , тогда a-x - число моль вещества, вступивших в реакцию. - текущая концентрация.

. .

Для сравнения скорости реакций вводится период полупревращения (время, за которое концентрация реагирующего вещества уменьшается на 50%)

.

Если , то . Период полупревращения 1-го порядка не зависит от концентрации.

2. Порядок

, .

.

Если =0, то С=С₀. , , .

Если , а С=0.5С₀, то . Период полупревращения зависит от С.

. .

Реакции 3 порядка.

Порядок реакции это сумма показателей степеней, при которых концентрации входят в ЗДМ.

A+B+DE. 3AB.

.

Если , то

.

Если , то

. Зависит от С.

Реакции n-ого порядка

.

.

Реакции 0-го порядка - это реакции, в которых скорость хим. реакции не зависит от С.0

.

При

При - зависит от С.

Закономерности протекания сложных реакций

Сложные - порядок не совпадает с числом молекул веществ, участвующих в суммарном уравнении реакций. Закономерности таких реакций определяются правилом независимого протекания Вильгельма: При одновременном протекании нескольких реакций, каждая из них протекает независимо и подчиняется закону действующих масс.

Последовательные реакции.

Если

Параллельные

Двусторонние (обратные)

Способы определения порядка реакции

По постоянству k.

Способ расчета n при равенстве С исходных веществ:

а) Графический метод (выбирается система координат, дающая прямолинейную зависимость С во время

б) Аналитический метод. Определяется n по .

Для определения n, задаются 2 различными исходными С.

По скорости химической реакции (метод Вантгоффа)

.

При определении скорости хим. реакции обычно используют средние концентрации и средние скорости.

Если в результате расчета не получаются целые порядки, то обычно принимают ближайшее целое число.

Метод понижения порядка реакции. Для определения порядка сложной реакции обычно определяется порядок реакции по каждому из реагирующих веществ, для чего задаются избытком все остальные вещества.

 . .

n=x+y+z

Влияние Т на скорость химической реакции.

Зависимость от Т проявляется через k. (Сванге-Арениус). .

Е_акт - минимальная Е, по сравнению со средней энергией теплового движения молекул, необходимую для начала химической реакции . предэкспоненциальный множитель, зависящий от природы реагирующих веществ, способа соударения молекул и частоты соударений.

Е_акт определяется 2 способами: 1) аналитически ; 2) графически.

Если Е_акт зависит от Т, то данная реакция сложная и Е_акт кажущаяся. Также это указывает на то, что реакция сложная и рассмотренный механизм не является истинным. В растворах Е_акт . Для реакций между веществами с ковалентными химическими связями Е_акт>120 кДж. Для реакций, протекающий со скоростью Е_акт, кДж.

Правило Вант-Гоффа:

(температурный коэффициент)

При нагревании системы число активных молекул растет примерно в раза.

Влияние катализаторов на скорость химической реакции.

Катализ - изменение в присутствии катализатора.

Катализатор - вещество, участвующее в промежуточных взаимодействиях и восстанавливающее свой первоначальный вид в конце реакции. Катализаторы делят по агрегатному состоянию на:

а) Гомогенные (катализатор и взаимодействующие вещества находятся в одной фазе);

б) Гетерогенные (катализатор и взаимодействующие вещества находятся в разных фазах).

Для улучшения свойств катализатора используют специальные добавки - промоторы.

Если катализатор ускоряет процесс, то катализ положительный.

В некоторых химических процессах катализатором могут быть продукты реакции, в таком случае процесс называют автокаталитическим.

Важное свойство катализаторов - селективность (способность из нескольких возможных реакций ускорять нужную).

Еще не вскрыт механизм некоторых катализаторов. Существует несколько теорий гетерогенного катализа: 1) теория мультиплетная Баландина; 2) Теория активных ансамблей; 3) Теория полупроводниковая Волькенштейна.

Все теории едины в одном: 1) В присутствии катализаторов реакции протекают по другому пути, требующему меньшей Е_акт. 2) В присутствии катализаторов образуются промежуточные вещества, соединяющиеся с катализатором, которые в результате рекомбинации атомов или взаимодействии с другими веществами образуют продукты реакции, а катализаторы восстанавливают свой первоначальный вид.

Химическое равновесие и закон действующих масс.

Если в результате химической реакции расходуется полностью хотя бы одно из реагирующих веществ, то реакция необратимая.

Наступление равновесия свидетельствует о том, что процесс протекает с одинаковой скоростью в обоих направлениях (динамическое равновесие).

Закон Д.М. для состояния равновесия: Отношение произведения Д.М. продуктов реакции к произведению Д.М. исходных веществ с учетом стехиохимических коэффициентов есть величина постоянная при данной Т и называется константой равновесия.

В случае гетерогенных реакций, в уравнение закона Д.М. входят только вещества, находящиеся в газо - или парообразном состоянии.

Растворы

Если привести в соприкосновение 2 или более веществ, то возможны следующие варианты процессов: 1) Химические; 2) Физические; 3) Физико-химические.

Образование растворов - физико-химический процесс. Растворы бывают: газовые, жидкие, твердые (по агрегатному состоянию).

В растворах различают растворитель и растворяемое вещество. Если вещества находятся в разных агрегатных состояниях, то растворитель - вещество, находящееся в одной фазе с полученным раствором. Если вещества находятся в одинаковых агрегатных состояниях, то растворитель то вещество, которого больше.

Электролиты - растворяемые вещества.

Характеристика растворов - концентрация. а) Разбавленный; б) Концентрированный (содержание р-ля и растворяемого в-ва сопоставимо).

Способы выражения концентрации растворов.

Концентрация - содержание растворяемого вещества, выраженное в единицах массы или количества, приходящиеся на единице массы или объема раствора или растворителя.

Массовая доля. - количество единиц массы растворенного вещества, содержащиеся в 100 единицах массы раствора.

Молярная концентрация. [Моль/литр] - количество моль растворенного вещества, содержащиеся в 1л раствора. 0.1М -децимолярный раствор, 0.2М - двухдецимолярный раствора, 0.01 - сантимолярный раствор, 0.001 - миллимолярный раствор.

Нормальная концентрация или нормальность.

[моль экв/литр]

Нормальность - количество моль эквивалентов растворенного вещества, содержащиеся в 1л раствора.

Молярная концентрация, молярность.

.

Молярность - количество моль раствора вещества, содержащееся в 1 кг растворителя.

Массовая доля.

. .

Молярная доля - отношение количества моль растворенного вещества к сумме моль всех веществ, составляющих раствор.

[г/л]

Использование нормальных С позволяет рассчитывать V растворов, которые, будучи смешанными, провзаимодействуют без остатка.

Растворимость

Растворимость 1 в 2 обусловлено процессом диффузии, т.е. распределением молекул растворенного вещества в среде молекул растворителя. При этом энтропия системы растет, а энергия Гиббса уменьшается.

При достижении состояния равновесия

.

Растворимость (S) - С насыщенного раствора. .

Перенасыщенные растворы - растворы, в которых содержание растворенного вещества больше насыщенного растворителя. Они неустойчивые ()

Вещества хорошо растворимы, если С>1г/100г H₂O.

Мало растворимы, если

Нерастворимы, если .

Физико-химическая теория образования раствора (Сванге-Арениус).

Физико-химическая теория свидетельствует о том, что образование раствора - химический процесс. Подтверждение - очень часто компоненты нельзя разделить на составные части.

Процесс растворения сопровождается тепловым эффектом, поэтому Менделеев создал физико-химическую теорию образования растворов, согласно которой все процессы образования раствора находятся в состоянии термодинамического равновесия и подчиняются закону Д.М.

При растворении образуются вещества переменного состава - сольваты и гидраты.

Типы взаимодействия: 1) Дальнего порядка (межмолекулярные взаимодействия, ион-дипольные, диполь-дипольные, проявляющиеся на дальних расстояниях). 2) Специфическое взаимодействие (проявляется на близких расстояниях. Это взаимодействие обусловлено возникновением водородных и донорно-акцепторных химических связей, что связано с перестройкой электронных оболочек атома).

Объемные и энергетические эффекты образования растворов.

При растворении, частицы растворенного вещества распределяются между растворителем и объемом системы. (Если H₂O, то гидротация). . >0 в эндотермических, и <0 при экзотермических.

. , , 0 для твердых веществ.

При растворении газов , , .

Идеальные растворы - это растворы неэлектролитов и их очень разбавленные растворы. Важные характеристики растворов: С, Р_н.п., Т_{крист-ии}, осмотическое давление. Р_н.п - пар, находящийся в равновесии с его жидкой фазой, когда

- 1 уравнение 1 закона Рауля.

- 2 уравнение 1 закона Рауля.

Относительное понижение давления насыщенного пара в растворителе для растворов равно молярной доле растворенного вещества.

Изменение Т_кип в растворах.

.

, когда . Для воды

.

Для воды

Изменение и зависит от числа частиц растворенного вещества и не зависит от природы растворителя.

Осмотическое давление.

Осмос - явление проникновения растворителя в раствор через полунепроницаемую перегородку.

Осмотическое давление - это давление, которое нужно оказать на раствор, чтобы осмос прекратился. Явление осмоса вызвано односторонней диффузией. .

Растворы электролитов.

Для электролитов . . .

1862 год Сванге-Арениус: электролитическая диссоциация - процесс распада частиц молекул электролита на ионы под действием молекул растворителя.

Степень диссоциации ,

где n - число растворившихся молекул, а n₀ - исходное число молекул.

Степень диссоциации электролита зависит от: 1) от природы растворителя (проявляется через диэлектрическую проницаемость ); 2) от природы растворенного вещества и концентрации при данной T.

По степени диссоциации электролиты делят на сильные, слабые, средней силы.

Сильные: . Неорганические к-ты (HCl, HBr, HI, H₂SO₄,HClO₄,HMnO₄), основания щелочных и щелочноземельных металлов (Ca, Sn, Ba) и почти все соли.

Слабые: . Неорганические кислоты (HSO₃, HF, HCN, HCNS, H₂S, H₂Se, H₃PO₃), органические кислоты, основания (NH₄OH, AlO₃, PO₃,d-элементы), соли (Fe(CNS)₃, Hg₂Cl₂)

Средние: . Неорганические кислоты (H₂CrO₄, MnO₄, HCOOH, H₃PO₄, H₂SO₃), основания (Mn(OH)₂).

С разбавлением раствора увеличивается.

Слабые электролиты

- разведение Оствальда,

где С₀ - число образовавшихся ионов.

.

. (Z - число частиц, образующихся из 1 молекулы).

Чем меньше , тем слабее электролит.

Слабые многоосновные кислоты и многоосновные основания в водных растворах диссоциируют ступенчато.

Слабые электролиты.

В виду высокой концентрации ионов в растворах сильных электролитов образуются частицы (ассоциаты или ионные пары).

В ионных парах ионы разделены одним или более слоями.

Для растворов электролитов в качестве Д.М. применяется активность ( - термоядерная характеристика (эффективная концентрация, в соответствии с которой, ионы проявляют себя в действии))

, где - коэффициент активности. Этот коэффициент характеризует отклонение поведения реального раствора от идеального. Для учета действия всех ионов на активность каждого из них Льюис и Рендел в 1918 году ввели характеристику - ионная сила раствора.

,

где - заряд i-ого иона.

Ввиду того, что нельзя экспериментально определить коэффициент активности отдельного иона, используют средний коэффициент активности.

- уравнение Де-Бойля и Хюпкеля.

Для растворов сильных электролитов в уравнение З.Д.М. включают не аналитические концентрации, а соответствующие активности ионов.

Индикаторы

Индикаторы - это вещества, изменяющие свою окраску в зависимости от характера среды. В качестве индикаторов применяют слабые кислоты или слабые основания.

.

Индикаторы бывают: 1-цветные, 2-х цветные, 3-х цветные.

Произведение растворимости.

Абсолютно нерастворимого вещества не существует.

Произведение растворимости = ПР

ПР=ПР концентраций ионов труднорастворимого электролита в степенях, равных их числу в молекуле (справочная величина)

CaF_{2. .}

На растворимость влияет Т, природа растворителя, присутствие посторонних электронов.

Равновесие в растворах комплексных солей.

Комплексные соли в водных растворах диссоциируют на ионы внешней и внутренних сфер по типу сильных электролитов.

Ионы внутренней сферы диссоциируют по типу слабых электролитов ступенчато.

. k_нест - константа нестойкости.

Обменные реакции в растворах электролитов

Это реакции, протекающие без изменения зарядов ионов в них участвующих. Обменные реакции протекают слева направо, если в результате образуется малорастворимое, малодиссационное газообразное вещество или КС.

Малорастворимые, малодисационные, газообразные вещества записывают в виде молекул, в независимости от части уравнения. Сильные, хорошо растворимые электролиты записывают в виде ионов, несмотря на часть уравнения.

Гидролиз

Гидролиз - обменные разложения веществ воды.

Гидролизу могут подвергаться соли, образованные:

Сильным основанием и слабой кислотой: Na₂CO₃, K₂CO₃, KNO₂;

Сильной кислотой и слабым основанием: NH₄Cl, CuSO₄, NiCl₂;

Слабая кислота и слабое основание: NH₄CN, (NH₄)₂CO₃, Al(CH₃COO)₃ (ацетат Al)

Гидролиз солей, образованных слабыми многоосновными кислотами и многоосновными основаниями, протекают ступенчато.

При гидролизе солей слабых оснований наблюдается образование донорно-акцепторных связей за счет свободных орбиталей катионов и неподеленной электронной пары анионов кислорода молекул воды.

Гидролиз тем сильнее, чем выше заряд катиона и ниже его радиус.

Гидролиз анионов происходит за счет возникновения водородных химических связей, посредством атомов H молекул воды и анионов.

Взаимно-усиливающий гидролиз

Гидролиз солей трехвалентных металлов (Al, Cl, Fe) в присутствии CO₃, сульфидов и сульфитов щелочных металлов и сульфида аммония протекает до конца.

Гидролиз солей двухвалентных металлов (Zn, Cu, Cd, ртуть, Fe, Cr, Mn, Co, Pb, Cu) в присутствии CO₃ щелочных металлов, заканчивается на первой ступени с образованием CO₃ гидроксометалла (II), выделением CO₂, и образованием соли щелочного металла.

Процесс гидролиза зависит от концентрации соли, природы электролита и температуры:

Концентрация. С уменьшением концентрации степень гидролиза возрастает, т.к. увеличивается число молекул воды, приходящихся на 1 гидрализующийся ион.

Природа электролита. Чем слабее электролит, образующий данную соль, тем выше степень гидролиза.

Температура. Процесс гидролиза - эндотермический. В соответствии с принципом Ле-Шателье с возрастанием температуры выход продукта эндотермических реакций возрастает.

Окислительно-восстановительные реакции.

ОВР - реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов элементов веществ, участвующих в реакции.

Вещества, атомы элементов которых отдают электроны, называются восстановителем.

Вещества, атомы элементов которых принимают электроны - окислители.

3 Типа ОВР:

1) Межмолекулярные реакции;

2) Внутримолекулярные реакции;

3) Реакции самовосстановления и самоокисления.

;

Способ уравнивания ОВР - метод полуреакций, метод ионно-электронного баланса.

Метод ионно-электронного баланса.

Знать исходные и конечные вещества;

Расставить степени окисления атомов элементов веществ;

Исходя из степени окисления, найти окислитель и восстановитель;

Написать схемы электронного баланса. Исходя из равенства отданных и принятых элементов, определить коэффициенты уравнения;

Расставить коэффициенты перед оставшимися веществами;

Проверить правильность коэффициентов по одному из элементов.

Метод полуреакций.

Связывание кислорода окислителем в кислой определяется за счет протонов с образованием молекул воды, а в щелочной и нейтральной среде за счет гидроксидов с образованием молекул воды.

Присоединение кислорода восстановителем в кислой и нейтральной среде осуществляется за счет молекул воды с образованием протонов, а в щелочной среде за счет гидроксид ионов с получением молекул воды.

Метод ионно-электронного баланса применим к реакциям в водных растворах.

Метод электронного баланса - универсален.

Важнейшие окислители.

Простые вещества, находящиеся в периодической системе в 7 группе главной подгруппы - галогены: кислород, азот, сера, фосфор и др.

Г₂+2e=2Г^-

Ионоводороды в растворах разбавленных кислот при взаимодействии с активными металлами.

Ионы металлов в высшей степени окисления и её соли, кислород содержащие кислоты, марганаты, хроматы,

1) активные металлы: Zn, Mg, Ca …

2) неактивные металлы

3) Al, Fe, Cr - пассивация

4) неметаллы

Азотсодержащая кислота: При взаимодействии А.К. с любым восстановителем никогда не выделяется кислород. !!!



Результаты ОВР часто зависят от характера среды, рассмотрим на примере перманганатов (KMnO₄)

Если окислителем выступает кислородсодержащие кислоты и соль Cr и Br, то восстановление галогенов идет до степени окисления -1.

В случае кислородсодержащих кислот йода и их солей, восстановление идет до 0-ой степени

Некоторые вещества, атомы которых находятся в промежуточной степени окисленности: и другие вещества, могут проявлять окислительно-восстановительную двойственность:

В присутствии сильных окислителей проявляются свойства восстановителей и наоборот.

Пример двойственности:



0

химия электрон вещество

Размещено на Allbest.ru