Периодич система элементов состоит из периодов и групп

Обменный и донорно-акцептор. механизм образов. ковалентной связи.

Обменный механизм –каждый атом дает по 1 неспареному электрону в общую электрон. пару

донорно-акцепторный:1 атом (донор) предоставляет электрон. пару,. др. атом(акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь. Атом поставляющий пару электронов, наз. донором, а атом, к которому пара пере­мещается,—акцептором.По методу ВС, ковалент. связь по донорно-акцепторному механизму возникает при перекрывании вакантной орбитали акцептора с заполненными орбиталями донора. Поэтому донорная группа должна содержать по меньшей мере одну неподеленную пару электронов

Пример:

А

НСl

₁H 1s¹ H· + _*H → H·H

₁₇Cl … 3s²3p⁵ H· + ·Cl: → H:Cl

А: +

7. Тепловой эффект хим.реакции, Практически важны два типа теплового эффекта реакции - изотермо-изобарный (при постоянных темпер. Т и давлении р) и изотермо-изохорный (при пост.Т и объеме V) Свободная энергия Гиббса Обозначается ∆G [к дж/моль]. Энергия Гиббса простых веществ=0. Энергия ∆ Гиббса при постоян. температуре ∆Т=0, ∆G=∆H ⁰₂₉₈-Т∆S_298(х.р) Физич. смысл энергии Гиббса: Изменен свободной энергии равно максимально полезной работе, которую совершает система в изобарно-изотермическом процессе. По энергии Гиббса можно определить самопроизвольность протекания реакции: ∆G>0 (не самопроиз) ∆G=0(равновесный) ∆G<0(самопроизв)

Самопроизвольным наз. процесс, который протекает самопроизвольно без воздействия внешних факторов.

1850г. Клазиус - теплота не может самопроизвольно переходить от менее нагретого тела к более нагретому. Обратный процесс можно получит, только оказав внеш воздействие.

1896г. Больцман - в изолированной системе самопроизвольно протекают только те процессы, которые сопровождаются увеличением энтропии т.е.:∆S>0 (самопроиз-ый) ∆S=0(равновесный) ∆S<0(не самопроиз-ый)

Состояние системы можно характеризовать микросостояниями ее частиц, т.е. их мгновенными координатами и ско­ростями в различных направлениях. Чис­ло микросостояний системы наз. термодинамической вероятностью системы W ,котор.выражается огромными числами. (например, в 1 моль имеется 6,02-10²³ частиц), поэтому пользуются логарифмом W. Величина, равная RlnW = S, наз. энтропией системы. отнесенной к одному молю вещества,где где S – энтропия, k – постоянная Больцмана, W – число микроскопических состояний системы (термодин. вероятность) Энтропия показывает меру хаоса, т.е. неупорядочность системы. Как и молярная постоянная R, энтропия имеет единицу измерения Дж/(моль-К).

При переходе в-ва из твердого состояния в Изменение энтропии системы в результате хим.р. (∆S) (энтропия реакции) равно сумме энтропий продуктов реакций за вычетом энтропий исходных веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов..

Системы, в которых протекают химические реакции, не бывают изолированными, так как они сопровождаются изменением внутрен­ней энергии системы (тепловым эффектом реакции), т.е. система об­менивается энергией с окружающей средой. Химические реакции мо­гут протекать самопроизвольно и без возрастания энтропии, но при этом увеличивается энтропия окружающей среды. Например, хими­ческие реакции в организме любого существа сопровождаются уменьшением энтропии (происходит упорядочение системы). Однако организм получает энергию из окружающей среды (пища, воздух). Получение пищевых продуктов сопровождается возрастанием энтро­пии окружающей среды, т.е. жизнь каждого существа связана с воз­растанием энтропии.

Однако, если в системе протекает химическая реакция, то система обменивается энергией с окружающей средой, т.е. не является изоли­рованной. Химические реакции обычно сопровождаются изменением как энтропии, так и энтальпии.

8. Скорость хим. реакции.

Закон действующих масс: При постоянной температуре скорость хим. реакции пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов.

аА + вВ ↔ сС + dD

υ_прям=k[A]^a[B]^b n=a+b υ_обр= k[C]^c[D]^d n=c+d

[] – концентрация, a,b – коэф. при соотв. значении молекул.

k – прямой и обратной реакции – константа пропорциональности и наз. константой скорости хим. реакции. КС хим. реакции численно = скорости реакции при концентрации реагирующих веществ равных 1 моль/литр, т.е. КС =удельной скорости реакции.

Скорость хим. реакций – это число элементарных актов, происходящих в единицу времени в ед. объема (гомо) или на ед. поверхности (гетеро).

аА + вВ ↔ сС + dD

Реакции, протекающие слева направо и отражающие процесс взаимодействия исходных веществ наз. прямой реакцией. Реакции идущие в обратном направлении наз. обратной.

Скорость гомоген. реакции опред. как изменение концентрации в-ва в ед. времени. v_гом=C₂-C₁/t₂-t₁=+ - ∆C/∆t

Знак «-» показ, что происходит уменьшен. исх. веществ (прямая реакция);

«+» - обратная реакция, показывающая увеличение продуктов реакции

v=+ - dC/dt – истинная скорость хим. реакции.

Скорость гетерогенной реакции определенна колич. вещества вступившего в реакцию или получившегося в результате реакции за ед. времени на единицу поверхности раздела.

v_гом=C₂-C₁/t₂-t₁=+ - ∆Cs/∆t; v=+ - dCs/dt

Порядок реакции это сумма показателей степеней концентраций реагентов в кинетическом уравнении реакции.

Молекулярность реакции – это число молекул одновременное взаимодействие, которых осуществляется в элементарный акт хим. превращения. Существуют мономолекулярные реакции – это реакции, в которых акт хим. превращения представляет собой хим. превращение 1 молекулы (р-ции диссоциации), Бимолекулярные реакции – это реакции в которых элементарный акт осущ. при столкновении 2 молекул. И редко Тримолекулярные реакции – столкновение 3 молекул.

правило Вант-Гоффа при увеличении температуры на 10 К скорость многих реакций увеличивается в 2-4 раза ν₂ = ν ₁×g^{DT/ 10}

Где ν₂ и ν₁ – скорость реакции при температурах Т2 и Т1 , γ – коэф, значение котор. для эндотермической реакции выше, чем для экзотермической реакции. Для многих р-ций γ лежит в пределах 2-4.

ур-е Аррениуса В 1889 г. Шведский учёный С. Аррениус экспериментально вывел ур-е: K = K₀e^(-Ea/RT), K – константа скорости реакции, K₀ – предэкспотенциальный множитель, e – это e. Ea – энергия активации.

Если при изм. температуры, концентрация реагентов остаётся постоян. то:

ν = ν ₀exp[-Ea/(RT)]

Ea/(2,3RT)=Dlgk/D(1/T)

9. Гомогенный и гетерогенный катализ. Катализаторы их св-ва.

Катализ-изменение скорости хим.реакции под действием веществ, котор.в ходе процесса не расходуются. Ускоряют реакцию – катализаторы, замедляют-ингибиторы. Катализаторы могут участвовать в обра­зовании промежуточных продуктов реакции, но к концу взаимо­действия они полностью регенерируются.

Если катализатор и взаимодейств. в-ва образуют однофазную систему, катализ наз. гомогенным. Если же катализатор находится в системе в виде самостоятельной фазы, катализ называют гетерогенным.

Теория каталитических реакций исходит из общих положений:

а) катализ как метод изменения скорости реакции применим только тогда, когда энергия взаимодействия Гиббса при данных условиях отриц(∆G<0);

б) в присутствии катализатора изменяется механизм хим. реакции, она про­текает через новые стадии. Ката­лизатор значительно снижает энергию активации катализируемой реакции;

в) при катализе не изме­няется тепловой эффект реакции;

г) если катализируемая реак­ция обратима, катализатор не влияет на равновесие. Он в равной степени ускоряет и прямую, и обратную реакции, тем самым, сокращая время достижения равновесия;

д)катализаторы обычно действуют избирательно, селективно. Катализатор, ускоряющий одно взаимодействие, безраз­личен к др. Избирательность действия зависит от природы катализатора, и от условий его применения.

При неизменных условиях скорость катали­тической реакции пропорциональна (в определенных пределах) количеству катализатора. Активность катализа­тора может быть резко повышена или понижена различными добавками. Добавки, увеличив. активность катализатора, наз. промоторами

Гомогенный катализ. по теории Сабатье (проме­жуточных соединений) катализатор реагирует с исходными ве­ществами, образуя нестойкие промежут. соединен, по­следующие превращения которых приводят к образованию нуж­ных продуктов реакции и регенерации катализатора.

Хим. взаимодействие катализ. с исходными веще­ствами направляет реакцию по пути, отличному от того, что осу­ществляется в отсутствие катализатора. В результате этого уменьшается энергия активации протекающего взаимодействия и увеличивается его скорость.

Гетерогенный катализ всегда начина­ется с адсорбции молекул исходных веществ на поверхности твердого катализатора. При этом только обратимая адсорбция явл. началом каталитической реакции. Необратимая хемосорбция приводит к образованию на поверхн. катализатора устойчивых соединений, снижая активность катализатора.

При обратимой адсорбции молекул исходных веществ поверх­ностью твердого катализатора происходит ослабление связей между атомами в молекулах адсорбата. За этот счет снижается энергия активации катализируемой реакции, течение которой с высокой скоростью осуществляется на поверхности катализатора.

10. Хим, равновесие. Смещение хим. равновес. Принцип Ле-Шателье

Химическое равновесие наступает когда скорость реакции (число частиц, образующихся в ед. времени и ед. объема) в прямом направлении = скорости реакции в обратном направлении

Термодинамическим условием хим. равновесия явл. равенство нулю энергии Гиббса, т.е. ∆G = 0

Константа хим. равновесия. ∆G° = -RT ln([L]^l [M]^m/[D]^d [В]^b)

[L], [M], [D], [В]равновесные концентрации соотв. веществ;

l, т, d и b показатели степени, равные стехиометрическим коэф. Эти ур-я - математич. выражение з-на действующих масс: отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции в степенях, равных стехиометрическим коэф, к произведению равновесных концентрац исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэф, при Т = const является величиной постоянной. Например, для реакции синтеза аммиака: з-н действующ масс имеет вид: K_c= [NH₃]²/[N₂][H₂]³

Все хим. реакции в принципе, обратимы. 
 Пример. Реакция синтеза аммиака явл.обратимой:

N2 + 3H2 2NH3

При 200 атм и 400 0С достигается максимальное и равное 36% (по объему) содержание NH3 в реакционной смеси. При дальнейшем повышен температуры вследствие усиленного протекания обратной реакции объемная доля аммиака в смеси уменьшается.
Прямая и обратн реакции протекают одновременно в противоположных направлениях.

Положение химического равновесия зависит от: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на хим. реакцию, подчин. принципу Ле-Шателье:

1. Влияние температуры. В каждой обратимой реакции одно из направлений отвечает экзотермич. процессу, а др.- эндотермическому.

N2 + 3H2 2NH3 + Q

Прямая реакция-экзотерм, а обратная- эндотерм.

2. Влияние давления.

Таким образом, при переходе от исходных веществ к продуктам объем газов уменьшился вдвое. Т.е при повышении давления равновесие смещается в сторону образования NH3,

3. Влияние концентрации

11. Растворы Образов Свойства растворов.

Растворы – однородная многокомпонентная система, состоящая из растворителя, растворенных веществ и продуктов их взаимодействия. Растворы могут быть жидкими (морская вода), газообразными (воздух) и твердыми (сплавы металлов)

Условно компоненты подразделяются на растворенное вещество и растворитель. Когда вводят кристалл в растворитель от его поверхн. отрываются отдельные молекулы и благодаря диффузии равномерно распределяются по обьему растворителя. Отделение молекул от поверхн. кристала вызывается их собствен. колебаниями и притяжением молекул растворителя. Процесс мог бы продолжться до полного растворения любого к-ва кристалов, если бы одновременно не происходил процесс кристализации. Растворение в жидкостях газов и жидкостей сопровождается обычно выделением теплоты ∆Н>0. Растворение твердых веществ в большинстве случаев эндотермичес ∆Н<0. Р-ры бывают: реальные(истинные) и коллоидные. Реальные –когда вещество А растворяясь в жидкости В распадается при этом на отдельные молекулы или отдел ионы. Коллоидные – когда вещество А равномерно распределено в жидкости В в виде субмикрокристаллических малых кусочков из которых каждый сам по себе состоит из сотен молекул атомов. Важными количественными характеристиками растворов являются концентрация и растворимость. Концентрация это кол-во в-ва в определенном объеме раствора или растворителя.

Растворимость – способность вещества растворяться в том или ином растворителе. Мерой растворимости служит содержание его в насыщенном растворе.

мольная доля – это отношение кол-ва растворенного вещества к суммарному кол-ву всех веществ, сост-х раствор, включая растворитель.

массовая доля – это содержание растворенного вещества в 100 г раствора.

Способы выражения концентрации растворов:

насыщенным наз. раствор, который находится в динамическом равновесии с избытком растворенного вещества.

ненасыщенный раствор содержащий меньше веществ, чем в насыщенном.

перенасыщенный раствор, это раствор содержащий больше вещества, чем насыщенный.

Растворимость зависит от природы растворенного вещества, растворителя, их агрегатного состояния, наличия в растворе посторонних веществ, температуры, в случае газа и от температуры.

12. Способы выражения состава р-ров, массов. и мол. доли, моляр. концентрация и мол.конц. эквивал.

Важными количественными характеристиками растворов являются концентрация и растворимость. Концентрация это количество вещества в определенном объеме раствора или растворителя. 1) процентнаяконцентрация – отношение массы данного в-ва в растворе к массе всего раствора. Выраж.в % и показ. сколько граммов в-ва содерж в 100 гр раствора.

2)Молярная концентрация выраж. числом моль растворенного в-ва в одном литре р-ра. С(х)=n(x)/V, n=m/ M, C(x)=m(x)/ (M(x)*V). обозначается ч/з М. 1М – 1 моль в литре раствора. 3) нормальная концентрация (молярная концентрация эквивалента) число грамм эквивалента содержащийся в одном литре раствора[Н]. N(x)=n_Э(х)/V=m(x)/(M_Э(х)*V).

Эквивалент– реальное или условное частица вещества который может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-то способом эквивалентно одному атому водорода обменных или ОВР или кислотно-основных реакциях. Для вычисления эквивалента надо разделить молярную массу: а) для кислоты – на количество замещаемых атомов водорода. б) для основания – на количество замещаемых гидроксильных групп. в) для солей – на число ионов металла умноженное на его валентность.

4) моляльная – число молей вещества растворенного в 1 кг растворителя (моль/кг). С(х)=n(x)/m₂ =m₁/(m₂*M(x))/

5) титр – это отношение массы вещества к объему раствора.

13. Водородная связь св-ва воды

Водородная связь. возникает между положит. поляризован­ным атомом водорода и отрицат. поляриз. атомом с большой электроотрицательностью.

Положит. поляризован. атом водорода обладает: очень малым размером и отсутствием внутренних электронных слоев, поэтому он может проникать в электронную оболочку отрицательно поляризован­ного атома соседней молекулы. Между 2мя молекулами возни­кает взаимодейств, которое имеет электростатический и частич­но донорно-акцепторный характер. Водородную связь условно записывают как X—H---Y, где X и Y — атомы F, N, О или S (точ­ками обозначается собственно водородная связь).

Энергия и длина водородной связи в значительной мере опре­деляются электрическим моментом диполя связи и размерами атома. Длина связи уменьшается, а энергия водородной связи возрастает с увеличением разности ЭО у атомов X и Y и соответ­ственно электрического момента диполя связи X—Н и с умень­шением размера атома Y. Самая прочная связь образуется между HF.

Энергия водород. связи лежит в пределах 5— 25 кДж/моль, т. е. она больше энергии межмолекулярного взаи­модействия, но значит. меньше энергии ковалентной связи. Водородн. связь встречается в неорганич. и органических соединениях, заметно влияет на физико-химические свойства. Важную роль играет вод. связь в процессах кристаллизации и растворен в-в, образования кристаллогидратов, ассоциации молекул.