Вопрос4. Эквивалент и молярная масса эквивалента (эквивалентная масса) простых и сложных веществ. Молярный объем эквивалента (эквивалентный объем). Закон эквивалентов

Вопрос1. Основные понятия химии. Вещество, материя, атом, химический элемент, моль. Атомная, молекулярная и молярная массы. Атомная единица массы. Абсолютная и относительная атомные и молекулярные массы.

Химия -наука о веществах, их строении, свойствах и превращениях. Материя – философская категория, обознач. объективную реальность, существ, независимо от человеческого сознания (вещество и поле). Вещество -это любая совокупность атомов и молекул. Атом - электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра(протоны и нейтроны) и отрицательно заряженных электронов. Химический элемент – вид атомов, характеризующихся определенным зарядом ядра. Моль -это кол-во вещества, которое содержит столько же структурных единиц, сколько содержится атомов в 1/12 изотопа углерода. Молекула –мельчайшая частица хим. в-ва,сохран все его хим св–ва. Атомная масса - безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента к 1/12 массы атома ¹²С. Молекулярная масса - безразмерная величина, равная отношению массы молекулы вещества, к 1/12 массы атома ¹²С. Молярная масса - масса 1 моля вещества[г/моль](=Молек. массе). Атомная единица массы -1/12 часть массы изотопа ¹²С

Вопрос3. Стехиометрия. Важнейшие стехиометрические законы. Закон сохранения массы вещества, закон постоянства состава, закон простых объёмных отношений, закон Авогадро и следствия из этого закона. Относительная плотность газов.

Стехиометрия – раздел химии, рассматрив количеств, массовое, объёмное отношение между реагирующими веществами. Закон сохранения массы в-ва: масса всех в-в, вступивших в хим. реакцию, равна массе всех продуктов в реакции. Закон постоянства состава: все индивидуальные в-ва имеют постоянный качественный и количественный состав, независимо от способа их получения. Закон простых объемных отношений: объемы газов, вступивших в реакцию, а также объемы газообразных продуктов реакции, относятся друг к другу как небольшие целые числа. З-н Авогадро: в равных объемах любых газов при постоянных температуре и давлении содержится одинаковое число молекул.N_A=6.02*10²³ Следствие1: Моль любого газа при нормальных условиях занимает один и тот же объем, равный приблизительно 22,4 л. Следствие 2: Молярная масса в-ва, а значит, и относительная молекулярная масса в-ва в газообразном состоянии численно равна удвоенной плотности паров этого в-ва по водороду. Относительная плотность газов D=M₁/M₂

Вопрос4. Эквивалент и молярная масса эквивалента (эквивалентная масса) простых и сложных веществ. Молярный объем эквивалента (эквивалентный объем). Закон эквивалентов.

Эквивалент - это реальная или условная частица вещества, которая может присоединять, замещать, высвобождать или каким-либо другим образом быть равносильна 1 иону водорода H⁺ в ионообменных реакциях или одному электрону в о.-в. реакциях. Молярная масса эквивалента – масса одного моля эквивалентов вещества М_экв=М*f_экв. Молярный объем эквивалента – объём 1 моль эквивалентного газообразного вещества при н.у. Закон эквивалентов: массы (объемы) реагирующих друг с другом в-в пропорциональны их эквивалентным массам (объемам). Химическим эквивалентом в-ва называется такое его кол-во, которое соединяет с 1 моль атомов водорода или замещает такое же кол-во водорода в соединениях. Эквивалентом сложного в-ва называется такое его кол-во, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом водорода или с одним эквивалентом любого другого в-ва. Масса 1 эквивалента эл-та называется его эквивалентной массой. Эквивалентная масса сложных в-в: Оксид - =М/n*B(n-число атомов эл-та в оксиде, В-валентность эл-та в оксиде), Кислота - =М/основность, Основание - =М/кислотность, Соль(средняя) - =М/n*B.

Вопрос5. Ядерная модель атома. Атомные спектры. Энергетическое состояние электрона в атоме. Понятие о квантовых числах. Главное, орбитальное, магнитное и спиновое квантовые числа. Пределы их изменения. Нормальное и возбужденное состояние атома.(неполностью)

Атом - сложная система, состоящая из положительно заряженного ядра и электронов, окружающих ядро. Ядро атома главным образом состоит из протонов и нейтронов. Протоны - положительно заряженные микрочастицы с массой 1 а.е.м и зарядом 1,6*10^-19 Кл., условно принятым за единицу положительного заряда. Нейтроны - нейтральные частицы с массой 1 а.е.м. Количество протонов в ядре определяет заряд ядра атома и порядковый номер элемента.

В современной квантовой теории строения атома лежат следующие основные положения: 1. электрон имеет двойственную корпускулярно-волновую природу. Он может вести себя и как частица. И как волна. Длина волны электрона L и его скорость V связаны L=h / m*V. 2. Для электрона невозможно одновременно точно измерить координату и скорость. 3. Поведение электрона в атоме описывается волновой функцией F(x,y,z). F²=вероятность нахождения электрона в каком-либо элементарном объеме. /// Квантовые числа электрона. Движение электрона в атоме описывается 5-ю квантовыми числами: главным – n, побочным – l, магнитным – m и спиновым – s. Главное квантовое число определяет общую энергию электрона.(1,2,3…). Побочное квантовое число хар-ет форму орбитали (0..n-1). Магнитное квантовое число хар-ет направление орбитали в пространстве(-l…+l). Спин- собственный момент импульса электрона, не связанный с движением в пространстве(s=1/2). Основное состояние атома – состояние атома когда его электроны находятся на таких энергетических уровнях, что их суммарная энергия в атоме является минимальной из возможных значений энергии. Состояния с более высокими значениями энергией называт возбужденными, а сам процесс или результат повышения энергии атома(или электрона) – возбуждением. Валентность –это число хим. Связей, образованных данным атомом в соединение. Это понятие применимо только к соединениям с ковалентным типом связи или к молекулам в газовой фазе. В кристаллах ионных соединений и металлов понятие валентности не используется. Степень окисления – заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что все связи имеют ионный характер. Это означает, что более электроотрицательный атом смещает к себе одну электронную пару, приобретает заряд -1.

Вопрос6. Строение электронных оболочек атомов. Принцип наименьшей энергии, правило Гунда, принцип Паули. Электронная структура атомов и периодическая система Д.И. Менделеева. Формулировка периодического закона Д.И. Менделеева. Напишите электронные и электронно-графические формулы атомов с порядковыми номерами 13,22,29,50,74.

1) Принцип Паули: В атоме не может быть двух электронов, характеризующимися одинаковым набором квантовых чисел. Или, на каждой орбитали может находится не более двух электронов. 2)Принцип наименьшей энергии: В основном состоянии атома каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной. 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d <4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p. 3) Правило Гунда: В пределах подуровня электроны располагаются таким образом, чтобы сумма спиновых квантовых чисел имела максимальное значение по модулю. Формулировка периодического закона Д.И. Менделеева. - Св-ва хим. эл-ов, а так же формы и св-ва соединений эл-ов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов. 1869- Русский ученый Д. И. Менделеев открыл периодический закон и опубликовал свой первый вариант периодической системы химических эл-ов «Опыт системы Эл-ов основанный на их атомном весе и хим. Сходстве». Формулировка: св-ва простых тел, а так же формы и св-ва соединений эл-ов находятся в периодической зависимости от величин атомных весов эл-ов. Современная: св-ва хим. эл-ов, а так же формы и св-ва соединений эл-ов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов. Структура период.сист.хим.эл. менд.: Период – Горизонтальный ряд эл-ов, расположенных в порядке возрастания порядкового номера от первого s-элемента до 6-p-элемента. Каждый период начинается активным щелочным металлом и заканчивается инертным газом. Группы – вертикальные ряды. Номер группы определяет максимальную валентность Эл-та, максимальную положительную степень окисления, число валентных эл-ов(исключение кислород и фтор). Группы делятся на подгруппы. Подгруппа – вертикальный ряд эл-ов имеющих однотипное электронное строение и являющихся электронными аналогами. Гл. Подгруппы-(А подгруппы) – содержит эл-ты s- и p- электронных семейств, которые расположены в больших и малых периодах. S-эл-ты только металлы, p-эл-ты – металлы и неметаллы. Побочные подгруппы(B-подгруппы) содержит эл-ты d-электронных семейств. В побочных подгруппах эл-ты только больших периодов, только металлы.

Вопрос7. Химическая термодинамика. Открытые, закрытые и изолированные системы. Понятия о внутренней энергии, энтропии, энтальпии, изобарно-изотермическом потенциале. Расчет теплового эффекта химической реакции. Термодинамические условия возможности протекания химических реакций.

Термодинамика – раздел химии, изучающий переходы энергии из одной формы в другую и устанавливающий направление и пределы самопроизвольного протекания реакции в заданных условиях. Система – совокупность находящихся во взаимодействии веществ, обособленных от окр. среды физическими или мысленными границами. Компоненты – в-ва,входящие в состав системы. Закрытая система - обмен энергией, а не обмен веществом. Изолированная система - нет обмена ни энергией, ни веществом. Открытая система - обмен и веществом и энергией.

Внутренняя энергия(U) – энергия межмолекулярных внутримолекулярных взаимодействий. Она складывается из кинетической и потенциальной энергий частиц. Кинетическая- энергия поступательного, колебательного и вращательного движения частиц. Потенциальная - обусловлена силами притяжения и отталкивания, дейст. между частицами. U зависит от состояния в-ва. Энтальпия(H) - величина определяемая соотношением: Н=U+PV или _∆Н=_∆U+P_∆V. Если _∆U<0 то реакция протекает с выделением энергии(Экзотермическая реакция). Если наоборот, то процесс сопровождается поглощением энергии из внешней среды(Эндотермическая реакция). Закон Гесса: Тепловой эффект(изменение энтальпии) хим.реакции зависит только от начального и конечного состояния и не зависит от промежуточных стадий процесса. Следствие 1)Теплота образования в-ва не зависит от способа его получения. 2) тепловой эффект хим.реакции равен разности между суммой энтальпии продуктов реакции и суммой энтальпии исходных веществ. ΔH_р-ции=ΣΔH_прод – ΣΔH_исх.Термохимические уравнения хим.реакций – хим.уравнения в которых указана изменение энтальпии.

Энтропия (S) – термодинамическая функция состояния, которая является мерой беспорядка, хаотичности, неупорядоченности в системе. Энтропия(S)- величина пропорциональная log числа равновероятных микросостояний которыми может быть реализовано данное макросостояние(Т,Р,V). Энтропия имеет размерность энергии, деленной на температуру. Выражают в [ДЖ/моль*кельвин]. S возрастает при переходе в-ва из кристаллического состояния в жидкое и из жидкого в газообразное, при растворении кристаллов, при расширении газов, при хим.взаимодействиях, приводящих к увеличению числа частиц, и прежде всего частиц в газообразном состоянии. Напротив, все процессы в результате которых упорядоченность системы возрастает(конденсация, полимеризация, сжатие, уменьшения числа частиц), сопровождаются уменьшением энтропии.

Энергия Гиббса(G)- называемая также изобарно-термическим потенциалом или свободной порцией при постоянном давлении. G связана с H,S,T: G=H-TS. Если реакция осуществляется при постоянных P и Т, то _∆G=_∆H-T_∆S. При постоянстве температуры и давления хим.реакции могут самопроизвольно протекать только в таком направлении, при котором энергия Гиббса системы уменьшается. При низких температурах самопроизвольно могут протекать экзотермические реакции, а при высоких – реакции сопровождающиеся влечение энтропии.

Вопрос8. Химическая кинетика. Скорость химических реакций. Зависимость скорости реакций от концентрации реагирующих веществ и давления. Закон действующих масс. Константа скорости химической реакции. Во сколько раз увеличиться скорость реакции: N₂+3H₂-> 2NH₃ при увеличении давления в 2 раза?

Хим.кинетика - раздел химии изучающий скорости хим.реакций. Под скоростью хим реакции понимают изменение концентрации реагирующих веществ или продуктов реакции в единицу времени. Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, давления (для газов), внешних воздействий и от присутствия в системе катализаторов или ингибиторов. Чем больше концентрация, тем больше скорость хим. реакции. Давление влияет только для газов (прямо пропорционально).

Закон действующих масс(основной закон химической кинетики): при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов: aA + bB-->cC. V=k[A]^a*[B]^b .В гетерогенных реакциях скорость реакции не зависит от концентрации, а от площади поверхности(если тв).k – зависит от природы реагирующих веществ. В данном примере скорость увеличится в 4 раза.

Вопрос9. Химическая кинетика. Скорость химических реакций. Зависимость скорости химической реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Энергия активации. Энергетические диаграммы экзо- и эндотермических процессов. Как изменится скорость реакции, имеющей температурный коэффициент g=3, при повышении температуры с 20 до 60 ⁰С?(нет диаграмм)

Хим.кинетика - раздел химии изучающий скорости хим.реакций. Под скоростью хим реакции понимают изменение концентрации реагирующих веществ или продуктов реакции в единицу времени. Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, давления (для газов), внешних воздействий и от присутствия в системе катализаторов или ингибиторов. При повышении температуры скорость хим. реакций возрастает. Зависимость скорости реакции от температуры определяется константой скорости. Правило Вант-Гоффа: при повышении температуры скорость большинства химических реакций возрастает в 2-4 раза при нагревании на каждые 10 градусов. V(T₂)/V(T₁)=γ⁽T2-T1^)|10. Энергия активации - некоторая избыточная энергия (по сравнению со средней энергией молекул при данной температуре), которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение было эффективным, т.е привело к образованию нового в-ва. С ростом температуры число активных молекул быстро увеличивается, что приводит к резкому возрастанию скорости реакции. ((Уравнение Аррениуса: k=Ae^-Eакт/RT, Z-число столкновений молекул в секунду в единице объема; e=2,718..; R-универсальная газовая постоянная = 8,314 Дж/моль*К; Т- температура, К; Р- так называемый стерический множитель.))Скорость реакции повысится в 81 раз.

Вопрос10. Химическая кинетика. Факторы, влияющие на скорость химических реакций. Катализаторы. Зависимость скорости химических реакций от катализатора. Положительный и отрицательный катализ. Энергетическая диаграмма каталитического процесса. Какое влияние оказывает катализатор на состояние химического равновесия?(нет диаграмм)

Хим.кинетика - раздел химии изучающий скорости хим.реакций. Под скоростью хим реакции понимают изменение концентрации реагирующих веществ или продуктов реакции в единицу времени. Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, давления (для газов), внешних воздействий и от присутствия в системе катализаторов или ингибиторов. Катализатор – в-во, не расходующееся в результате протекания реакции, но влияющее на ее скорость. Катализ – явление изменения скорости реакции под действием таких веществ. Бывают катализаторы как ускоряющие протекание реакции, так и замедляющие ее. В первом случае катализ называется положительным, а во втором - отрицательным.

Ингибиторы- катализаторы, уменьшающие скорость реакции. Катализатор одинаково ускоряет как прямую, так и обратную реакции и не смещает равновесие обратимого процесса. Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказывается какое либо внешнее воздействие, то равновесие сместиться в направлении того процесса, которое приведет к ослаблению произв. воздействия.

Вопрос11. Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Влияние концентрации, температуры и давления на состояние равновесия. Принцип Ле-Шателье. Как следует изменить условия для того, чтобы равновесие реакции COCI₂ =>CO+CI₂ DH> 0 сместить вправо?

Реакции могут быть обратимыми и необратимыми. Константа равновесия: величина с помощью которой описывается равновесие между веществами в растворе, преимущественно между газами и жидкостями. Зависит только от температуры. Равновесный закон действующих масс: отношение произведений концентраций продуктов к произведению концентраций исходных веществ в степенях их стехиометрических коэффициентам есть величина постоянная при данной температуре =Kр =[C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b=K. Процесс изменения концентраций, вызванный нарушением равновесия, называется смещением или сдвигом равновесия. При увеличении концентрации одного из веществ равновесие смещается в сторону расхода этого вещ-ва. При увеличении давления равновесие сдвигается в сторону уменьшения числа молекул газов т.е. в сторону понижения давления. При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции. Принцип Ле-Шателье: Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в таком направлении, которое уменьшит указанное воздействие.

Вопрос12. Растворы. Классификация растворов по степени дисперсности. Место растворов среди других дисперсных систем. Растворимость твердых веществ в воде. Коэффициент растворимости. Насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные растворы. Тепловые эффекты при растворении.

Растворы – это гомогенные (однофазные) системы переменного состава, состоящие из двух или более веществ (компонентов). Растворение похоже на хим. реакцию, но состав раствора может изменится в широких пределах. Кроме того, в свойствах растворов обнаруживаются свойства отдельных компонентов. Таким образом, раствор занимает промежуточную стадию между хим. соед. и механическими смесями. Классификация по степени дисперсности: истинные растворы (системы с молекулярной или ионной дисперсностью. Гомогенные системы) (D≤10А⁰), коллоидные растворы(D≤1000А⁰), грубодисперсные системы(D≥1000А⁰). Растворимость твердых веществ в воде выражает коэфф-т растворимости S – максимальная масса вещества в граммах, которая может раствориться в 100 г растворителя при данной температуре. S=m_в-ва/100г р-ля. S≥1 – растворимое в-во, S=10^-3÷1- малорастворимое, S≤10^-3 – практически нерастворимое. Насыщенный раствор - масса растворенного вещества соответствует коэффициенту растворимости. Ненасыщенный раствор - содержит вещества меньше, чем S. Пересыщенный – содержит веществе больше, чем S при данной t. Термодинамические факторы процесса растворения: большинство веществ растворяются в жидкости с поглощением теплоты, но это не всегда так. Кол-во теплоты, поглощающейся (или выделяющейся) при растворении одного моля вещества, называется теплотой растворения этого вещества. При растворении энергия затрачивается на разрушение кристаллов растворяемого в-ва т.е. происходит поглощение энергии, если этого не наблюдается значит между растворителем и растворяемым в-ом происходит химическое взаимодействие. Такие соединения наз-ся сольваты. Растворимость твёрдых веществ повышается с увеличением Т, газов - наоборот. Эффекты: сольватация, разрушение кристаллической решетки, диффузия.

Вопрос13. Растворы. Способы количественного выражения состава растворов. Массовая, объемная и мольная доли. Массовая, молярная и нормальная концентрации. Моляльность. Переход от одного способа количественного выражения состава раствора к другому. Найти массовую, молярную и нормальную концентрации раствора хлорида кальция c массовой долей 20%. Плотность раствора 1,2 г/см³.

Растворы – это гомогенные (однофазные) системы переменного состава, состоящие из двух или более веществ (компонентов). Растворение похоже на хим. реакцию, но состав раствора может изменится в широких пределах. Кроме того, в свойствах растворов обнаруживаются свойства отдельных компонентов. Таким образом, раствор занимает промежуточную стадию между хим. соед. и механическими смесями.

Способы количественного выражения состава растворов: приблизительные (концентр.раствор, разбавленный, ненасыщенный, пересыщенный).Точные: 1. Массовая доля: отношение массы растворённого вещества к массе раствора. 2. Объёмная доля φ=V_в-ва/V_р-ра.3. Мольная (молярная) доля χ=υ_в-ва/Σ υ_р-ра*100 % отношение кол-ва растворённого вещ-ва к сумме кол-в всех веществ составляющих раствор. 4. Массовая концентрация. C_МАСС=m_в-ва/V_р-ра. (C_МАСС= С_мол*M) 5. Молярная концентрация С_мол = υ_в-ва/ V_р-ра. 6. Молярная концентрация эквивалента (нормальная) С_норм= υ_Эв-ва/ V_р-ра, С_норм= С_мол/z.7.Моляльность С_{моляльн}= υ_в-ва/ m_{растворителя}

Вопрос14. Растворы неэлектролитов. Давление насыщенного пара растворителя над раствором и над чистым растворителем. Закон Рауля. Как можно рассчитать повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания раствора по сравнению с растворителем?

Неэлектролиты – вещества с ковалентными неполярными или малополярными связями.

ОСМОС – явление, обусловленное переносом растворителя через полупроницаемую мембрану. Закон Ван- Гоффа π=CRT, где π – осмотическое давление.

Закон Рауля: Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворённого вещества. (Po-P)/Po=N.Второй закон Рауля – понижение температуры кипения и повышение температуры замерзания раствора прямо пропорционально моляльной концентрации раствора.

Δt_кип=К_кип*m*1000/Mg=K_кип*С_{моляльн}, Δt_зам=К_зам*m*1000/Mg=K_зам*С_{моляльн}

Поиск по сайту: