Шпаргалки по предметам

Шпоры по химии

Химия Шпоры

Шпора-  Ионная связь. Степень ионности. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи. Металлическая связь.

Ионной связь – химическая связь осуществляемая за счет электростатического притяжения положительных и отрицательных ионов. Образуется в том случае, когда взаимодействуют атомы противоположные по свойствам (активные металлы 1-2 групп с активными неметаллами 4 и 7 групп). Атомы металла отдают внешние электроны и превращаются в положительные ионы, а неметаллы принимают и превращаются в отрицательные ионы. Далее образованные ионы взаимодействуют друг с другом под действием электростатического напряжения (раствор или расплав соли). В твердом виде наблюдается смещение электронной плотности от атома металла к атому неметалла. Атом металла может потерять до 90%электроноой плотности. Соединения образованные путем притяжения называются ионными. Донорно-акцепторный механизм - образование связи за счет пары электронов одного атома и свободной орбитали другого атома. Возникает между атомами, которые уже входят в состав каких – то молекул и приводит к соединению более простых молекул в сложные комплексы. Донорами выступают атомы неметаллов с отрицательными степенями окисления и имеющих одну или несколько не поделенных электронных пар (F-, Cl-, O2-). Акцепторами служат атомы в состоянии положительных степеней окисления и имеющие свободные орбитали. Металлическая связь – осуществляется за счет обобществленных свободных электронов взаимодействующих с совокупностью положительных ионов. Образуется у металлов. Все металлы имеют кристаллическую решетку. При образовании связи объединяются электроны всех атомов кристалла. Относится к высокоэнергетическим связям, не обладает насыщаемостью и направленности в пространстве.

1.3 Основные представления об энергетике химических процессов, функции состояния: внутренняя энергия, энтальпия, энтропия.

Внутренняя энергия (U)Функция состояния системы, являющаяся совокупностью всех видов энергии составляющих ее частиц. Складывается из кинетической энергии и потенциальной энергии. Закон сохранения энергии – энергия не возникает из ничего и не исчезает, а только переходит из одного вида в другой. Изменение энергии изолированной системы = 0. Теплота сообщаемая системе, расходуется на изменение ее внутренней энергии и на совершение работы против внешних сил. . Для реакций протекающих при постоянном объеме (изохорные), тепло поступающее в систему идет на увеличение внутренней энергии . При постоянном давлении (изобарные) тепло идет на увеличение внутренней энергии, расширение системы. Энтальпия – функция состояния равная внутренней энергии системы + работа расширения. . При постоянном давлении .2 следствие Гесса. Изменение энтальпии хим. реакции = разности между суммой энтальпий образования продуктов реакции и суммой энтальпий образования исходных. веществ. Энтропия. (S, дж./моль К) функция состояния системы, являющаяся термодинамической мерой ее неупорядоченности. , Где W – термодинамическая вероятность, К – постоянная Больцмана (К = 1,38*10-23). В изолированной системе самопроизвольные процессы могут протекать только в направлении увеличения энтропии

.

1.4 Свободная энергия Гиббса. Направление течения процесса. Анализ уравнения энергии Гиббса. Влияние энталальпийного и энтропийного факторов на направление протекания процессов.

Энергия Гиббса – функция состояния системы, = максимальной ее работе в изобарном изотермическом процессе. Связана с энтальпией и энтропией , где Т абсолютная температура, К. Энтальпия – функция состояния равная внутренней энергии системы + работа расширения. . Энтропия - Функция состояния системы, являющаяся термодинамической мерой ее неупорядоченности. В изолированной системе самопроизвольные процессы могут протекать только в направлении увеличения энтропии. Для процессов, протекающих при постоянной температуре и давлении давлении энергия Гиббса . Общим критерием самопроизвольного протекания химического процесса является уменьшение энергии Гиббса анализ показывает, что для эндотермических реакций сопровождающихся увеличением беспорядка в системе при высоких температурах. В случае экзотермических реакций сопровождающихся уменьшением беспорядка при низких температурах. Если ,то процесс в прямом направлении невозможен, идет обратная реакция.

Для , как функции состояния .

Шпора Дисперсные системы. Растворы, растворимость. Факторы влияющие на растворимость. Способы выражения концентрации растворов (молярная и мольная концентрации эквивалента, молярная и массовая доли).

Растворы – однородные системы, состоящие из двух и более компонентов и продуктов их взаимодействия. Растворы бывают Насыщенный раствор находится в равновесии с твердой фазой растворенного вещества. Ненасыщенный – концентрация раствора меньше концентрации насыщенного раствора. Перенасыщенный – содержит вещества больше чем надо для насыщения раствора (неустойчивая система). Образование раствора происходит самопроизвольно. Величина уменьшения термодинамического потенциала зависит от состава раствора. Растворение – химические взаимодействие между молекулами растворителя и растворяемого вещества. Концентрация раствора – количество растворенного вещества, содержащиеся в определенном количестве раствора. Массовая доля – отношение массы вещества к массе раствора. в долях единицы. Молярная доля – отношение количества вещества компонента системы к сумме количеств веществ компонентов Моляльная концентрация – отношение количества вещества растворенного соединения к массе растворителя

Молярная концентрация – отношение количества вещества растворенного соединения к объему раствора. . Молярная концентрация эквивалента – отношение количества вещества эквивалента растворенного соединения к объему раствора. . В случае когда реагируют в равных объемах С1/Z*1V1= С1/Z*2V2

1.34 Сильные электролиты. Активность. Ионная сила растворов.

Такие соединения как правило, диссоциируют нацело. Классификация. Кислота электролит диссоциирующий в растворе с образованием катионов. Основания электролит диссоциирующий в растворе с образованием гидроксид-онионов. Соль электролит диссоциирующий в растворе с образованием катионов металла и анионов кислотного осадка. Активность – эффективная концентрация вещества в растворе в соответствии с которой оно участвует в различных процессах а=f/С, где f - коэффициент активности, С – концентрация. Ионная сила. , .

1.37 Окислительно-восстановительные реакции и окислительно-восстановительные потенциалы. Окислительно-восстановительные реакции, электрохимические явления в биологиических и технологических процессах.

Окислительно-восстановительная – реакция в процессе которой изменяются степени окисления атомов входящих в состав реагентов. Степень окисления – условный заряд атомов в соединении, что все связи в этом соединении являются ионными. Правило. Сумма степеней окисления = его заряду. . К ним относятся а) реакции замещения Zn+H2SO4=ZnSО4+H2, б) реакции разложения и соединения 2KclO3=2KCl+3O2, H2+Cl2=2HCl, в)сложные реакции взаимодействия 2 и более веществ 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8O2. выделяют три типа. Теория основана на следующих положениях а) реакции сопровождаются переходом электронов от элемента-восстановителя к элементу-окислителю; б)Окисление-восстановление – единый взаимосвязанный процесс; в) Окисление – процесс отдачи электронов, который сопровождается повышением степени окисления элемента-восстановителя;

Г) Восстановление – процесс присоединения электронов, который сопровождается понижением степени окисления элемента-окислителя. Процессы окисления и восстановления выражают полуреакциями, в которых указывается изменение степени окисления восстановителя и окислителя. Окислители. Неметаллы F2 Cl2 O2 I2 S, сложные вещ-ва с высшей степенью окисления, положительно заряженные ионы малоактивных металлов. Восстановители. Активные металлы (К, Na, Са), сложные вещества содержащие атомы неметаллов с отрицательной степенью окисления, сложные вещества содержащие элементы с переменной валентности, органические восстановители. Окислительно-восстановительный потенциал – является количественной характерристикой окисл – восст. активности соединения в растворе. Отрицательная или низкая величина потенциала соответствует сильному восстановителю и слабому окислителю, а положительная или высокая величина сильному окислителю и слабому восстановителю.

ЭДС –окисл –вост. реакции = разности потенциаллов окислителя и восстановителя. Окислителем в данной системе является соединение у которого окис.- восст. потенциал больше. Реакции протекают слева направо когда ЭДС соответствующего гольванического элемента положительно. Уравнение Нернста

2.1 Элементы подгруппы I. А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Восстановительные свойства. Натрий и калий. Свойства. Окисление, взаимодействие с водой, характеристика оксидов и гидроксидов. Биологическая роль натрия.

Элементы главной подгруппы – литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr носят название - щелочные металлы. На внешней оболочке атомов имеются по одному валентнтному s-электрону, а предвнешние завершены, поэтому они относятся к элементам s-семейства( Li – 1s2s1, Na – 1s22s22p63s1). Атомы имеют большие атомные радиусы и легко теряют внешний электрон, проявляя сильные восстановительные свойства. С увеличением раудиусов атомов от лития к францию уменьшается ионизационный потенциал и увеличивается легкость отдачи электрона, следовательно восстановительная способность щелочных металлов увеличивается сверху вниз. С увеличением заряда ядра металлические свойства возрастают. являются сильными восстановителями. Окисляясь превращаются в положительный однозарядный ион. Взаимодействуют с кислородом, покрываются оксидной пленкой. Рубидий и цезий самовоспламеняются на воздухе. Взаимодействуют с галогенами. При нагревании легко взаимодействуют с серой, образуя сульфиды. Натрий. Получение электролиз: NaCl -> Na+Cl2. Свойства: с неметаллом Na+ О2 -> Na2О2, с кислотами Na+HCl, с водой Na+H2О, с оксидами Na+Al 2О3. Калий получение и свойства как у натрия. Оксиды щелочных металлов получают нагревая пероксиды в присутствии металлов Na2O2+2Na=2Na2O. Пероксид натрия сильнейший окислитель. Используется для отбеливания. Содержание калия в организме человека составляет 250 г, а натрия 70 г. Натрий главный внеклеточный ион, а калий основной внутриклеточный. Их соотношение регулирует осмотическое давление в крови.

2.2 Шпора. Элементы подгруппы II. А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Восстановительные свойства. Магний и кальций. Свойства. Характеристика оксидов и гидроксидов, солей. Биологическая роль магния и кальция.

Элементы – берилий Be, магний Mg, кальций Са, сторонций Sr, барий Ba и радий Ra носят название щелочно-земельные металлы. Be 1s12s2, Mg – 1s22s22p63s2 элементы имеют на последнем уровне 2 электрона и всегда в соединениях проявляют валентность = 2. Радиусы атомов возрастают от берилия к радию в этом же направлении увеличивается их металлическая активность. Металлы группы являются восстановителями. Получают электролизом. Происходит увеличение металличности с увеличением порядкового номера. Магний. Электролиз , восст.

Свойства: с окислителем Мg+ О2 -> MgO, с кислотами Mg+HCl, с водой Мg+ Н2О, с оксидами . Кальций. Электролиз , восстановление СаС2 -> Ca+C. Свойства как у магния. Очень активны, нап возухе покрывается слоем оксида. Реагирует с окислителями (Са+S=CaCl). С водородом кальций образует гидрид (Ca+H2=CaH2). Гидрид реагирует с водой образуя гидрооксид кальция (CaH2+2HOH=Ca(OH)2+2H2). Легко окисляется водой и кислотами. Жесткость воды выражается числом ионов Ca+, Mg2+. Избавление от жестости. Са(НNO3)2 -> CaCO3+H2O+CO3 врем. жесткость. Mg(НNO3)2 + NaOH -> Mg(OH)2+NaHCO3. Магний входит в состав зеленого пигмента растений, участвует в образовании жиров, синтезе и распаде углеводов. При недостатке кальция наблюдается заболевание рахитом, понижается сердечная деятельность. Кальцием используют при известковании почвы.

2.3 Элементы подгруппы III. А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Проявление неметаллических свойств. Бор. Свойства. Способность к донорно-акцепторному взаимодействию. Характеристика свойств оксида, кислот и солей.

Элементы группы – бор B, алюминий Al, галий Ga, индий In и таллий TI. Наружные энергетические уровни содержат по 3 электрона; конфигурация ns2 np1. Внутри группы от бора к таллию металлические свойства увеличиваются. B - 1s22s22p1, Al - 1s22s22p63s23p1, Ga - 1s22s22p63s23p63d104s24p1. При возбуждении один из s-электронов наружного энергетического уровня переходин на свободную орбиталь р-подуровня, что соответствует 3 валентности. Соединени я в которых степень окисления +3 наиболее устойчивы. Элементы образуют оксиды (R2O3) кислотные (B2O3), амфотерные (Al2O3, Ga2O3 и In2O3), основные(TI2O3). В щелочах легко растворяются кислотные и амфотерные оксиды. Бор единственный элемент 3 группы проявляющий свойства неметелла. По электронному строению бор относиться к р-элементам. Реагирует с кислородом (4В+3О2=2B2O3), металлами (2В+3Mg2=Mg3B2), неметаллами (4В+С=B4С), кислотами (В+3HNО2=3NO2+H3BO3), щелочами (2В+2КОН+2H2O=3NO2+H3BO3)

2.4 Элементы подгруппы III. А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Аллюминий. Свойства. Характеристика оксидов, гидрооксидов, солей. Амфотерность.

Элементы группы – бор B, алюминий Al, галий Ga, индий In и таллий TI. Наружные энергетические уровни содержат по 3 электрона; конфигурация ns2 np1. Внутри группы от бора к таллию металлические свойства увеличиваются. B - 1s22s22p1, Al - 1s22s22p63s23p1, Ga - 1s22s22p63s23p63d104s24p1. При возбуждении один из s-электронов наружного энергетического уровня переходин на свободную орбиталь р-подуровня, что соответствует 3 валентности. Соединени я в которых степень окисления +3 наиболее устойчивы. Элементы образуют оксиды (R2O3) кислотные (B2O3), амфотерные (Al2O3, Ga2O3 и In2O3), основные(TI2O3). В щелочах легко растворяются кислотные и амфотерные оксиды. Алюминий амфотерный металл. Входит в состав силикатов (шпаты, слюда), глин. Из соединений значения имеют Al2O3 (корунд, рубин), ортоклаз, альбит. Современный образ получения заключается в электролизе. Для алюминия характерна степень окисления +3. Очень легко окисляется кислородом Al+O2= Al2O3, реагирует с водой 2Al+6Н2O= 2Al(ОН)2 +3Н2, будучи амфотерным легко участвует с растворами щелочей 2Al+6NaOH= 2Na3[Al(ОН)6] +3Н2, с кислотами Al+HCl=AlCl3 +H2, с оксидами Al+Fe2О3=Al2O3+Fe. Оксид алюминия не растворим в воде. С растворами щелочей образует гидроксоаллюминаты Al2O3+6NaOH+3Н2O=2Na3[Al(ОН)6] гидроксид (Al (OH) 2) практически не растворим в воде. Взаимодействуя с кислотами образует соли.

2.6 Элементы подгруппы IV. А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома, потенциал ионизации. Степени окисления. Кремний. Свойства. Характеристика диоксида, матакремневой кислоты и ее солей. Роль кремния в природе.

Элементы – углерод С, кремний Si, олово Sn и свинец Pb. Внешние энергетические уровни р-элементовсодержат по 4 электрона (s2 p2), где 2спаренных s - электрона и 2 неспаренных р-электрона. С - 1s22s22p2, Si - 1s22s22p63s23p2, Ge - 1s22s22p63s23p63d104s24p2. В невозбужденном состоянии элементы проявляют валентность 2, а в возбужденном состоянии сопровождающееся переходом одного из s-элемента внешнего уровня на свободную орбиталь р-подуровня. При переходе от ртути к свинцу радиусы нейтральных атомов возрастают. Неметаллические свойства убывают от углерода к свинцу и возрастают металлические. Кремний аналог углерода. Для кремния характерны sp3 гибридное состояние. Может проявлять степени окисления +4 и –4. кремний реагирует только с сильными окислителями и восстановителями. Si+2F2=SiF4, с кислородом и хлором при температуре 400-600С. Si+О2=SiО2, Si+2Cl2=SiCl4. не реагирует с водой. При высоких температурах соединяется с углеродом Si+С=SiС. Взаимодействует с фтороводородной кислотой Si О2+4НF4=SiF4+ 2Н2О. При подкислении водного раствора силиката натрия выделяется свободная кремневая кислота. Na2Si О3+2НCl=2NaCl+ Н2SiO3. Растворимые в воде соли имеют в водных растворах щелочную реакцию 2Na2Si О3+2 Н2О =Na2 Si2 О5+ 2NaOH. Соли за исключением силикатов натрия и калия не растворимы в воде. Na2Si О3 , К2Si О3. полупроводниковый материал применяют радиоэлектронной промышленности, космической технике.