Вопрос 1: Закон сохранения массы в химических превращениях. Обоснование. Условия его выполнения. В изолированной системе(такой которая не обменивается с внешней средой ни веществом ни энергией) масса продуктов реакции точно равна массе реагентов (ломоносов-ловуазье) Если в результате обмена с окр.средой система теряет или поглощает энергию, масса продуктов не равна массе исходных веществ. На практике изменение массы становится заметно только в ядерных реакциях, сопровождающихся выделением или поглощением энергии на 6-9 порядков больше чем в химических реакциях. Вопрос 2: Закон постоянства состава. Условия его выполнения. Всякое вещество имеет определенный состав независимо от способов его получения и относительных количеств исходных веществ. Неприменим к жидким и твердым растворам и кристаллическим веществам атомного и ионного строения. Если не учитывать примеси в любом веществе то закон постоянства состава является следствием того, что молекулы имеют определенный состав, определенный валентностями соединившихся атомов. Бертоллиды- вещества переменного состава Дальтониды- вещества постоянного состава Вопрос 3: Атомная единица массы. Моль. Молярная масса. Молярный объем. Атомная единица массы равна 1/12 части атома С поэтому а.е.м. часто называет углеродной единицей массы. Масса у.е.= 1,6*10-27 Моль – единица количества вещества. Моль равен количеству вещества системы, содержащей столько структурных элементов сколько содержится атомов в С массов 0,012 кг. Молярная масса – масса одного моль вещества (кг/моль) Молярный объем – объем одного моль вещества для жидкой и твердой фазы м3/моль для газообразной л/моль Вопрос 4: Закон Авогадро. Относительная плотность газа. При одинаковых условиях (р и т) в равных объемах разных газов содержится одинаковое число молекул. Следствием закона Авогадро является постоянство молярных объемов любых газов. При н.у. (т=0 р=1 атм.) молярный объем любого газа равен 22,4 л/моль 2ое следствие: Плотности газов пропорциональны их молярным массам. Пример: кислород и водород. Отношение плотностей двух газов называют относительной плотностью первого газа по второму. Вопрос 5: Энергия химической реакции - это энергия, которая выделяется или поглощается в результате химической реакции. Эта энергия возникает в результате того, что в ходе химической реакции разрываются одни связи и образуются другие, с другой энергией. Энергия химической реакции равна разности энергии химической связи в веществах реагентов и в веществах продуктов, и может выделятся в любом виде: механическая работа, теплота, свет и др. Экзотермическая реакция сопровождается выделением теплоты ( понижением внутренней энергии) С+О2=СО2 + Q Эндотермическая реакция сопровождается поглощением теплоты (повышением внутренней энергии) Тепловой эффект реакции измеренный при постоянной температуре и давлении называется теплотой реакции. Вопрос 6: Энтальпия образования вещества Δf H0 называется энтальпией реакции образования 1 моль этого вещества в стандартном состоянии из соответствующих простых веществ взятых также в стандартном состоянии Стандартное состояние вещества – это наиболее стабильная форма вещества при давлении 1 атм. и данной температуре. i нету ii Fe + S = 2O 2 = FeSO4 iii Cu+C + 3/2 О2 = СuCO3 Вопрос 7: Энтальпия химической реакции. Энтальпия химической реакции – это тепловой эффект реакции измеренный при постоянном давлении (ΔH) В экзотермической реакции теплота выделяется и энтальпия в системе уменьшается. В эндотермической реакции тепло поглощается и энтальпия в системе увеличивается. Закон Гесса – энтальпия химической реакции не зависит от способа ее проведения а зависит лишь от начального и конечного состоянии реагирующих веществ. Вопрос 8: Миром движет энтропия . Энергия не может служить движущей силой. Идут только те процессы которые определяют увеличение энтропии- процесс выравнивая интенсивных параметров системы. Системой называется часть вселенной выделенная физическими или мысленными границами для нашего рассмотрения. Обладает экстенсивными и интенсивными параметрами Экстенсивными свойствами системы называются те св-ва которые зависят от кол-ва вещества (объем и вес) Интенсивными св-ами сис. называются свойства независящие от кол-ва вещества. (плотность, температура, давление) Энтропия- мера беспорядка системы Термодинамическая вероятность W представляет собой число способов позволяющих различным способом расположить данное число частиц в пространстве(например в крист. решетке) При Т=0 для всех веществ существует только одна возможность расстановки частиц, тогда W=1 S=0 поэтому энтропия имеет абсолютные значения. В изолированных системах энтропия может только увеличиваться (необратимые процессы) или оставаться неизменной (обратимые процессы) Энтропия зависит от: А)температуры. При повышении температуры энтропия, при сообщении теплоты системе, ее энтропия возрастает, если тепло освобождается от системы то ее энтропия уменьшается. Б)количества вещества чем больше кол-во в-ва тем больше энтропия В)агрегатного состояния Вопрос 9: Энтальпия хим. реакции. Энтальпия хим. реакции это разность энтропий конечного и начального состояния системы. 1)S↑ тверд-жидкое-газообразное. Возрастает при переходе 2)S↓ при растворении газа в воде а)в эндотермическом процессе обратимом и необратимом ΔS>0 б)ΔS=0 в адиабатическом обратимом процессе 3)S↑ при увеличении объема системы. 4)S тем больше чем сложнее химический состав в-ва Для простого в-ва в стандартном состоянии S≠0,а энтропия образования ΔS=0 т.к. энтропии образования вычисляются из абсолютных значений энтропий веществ. Вопрос 10: Самопроизвольные и несамопроизвольные процессы в природе Информация об энтропиях участвующих в реакции веществ недостаточно для решения вопроса о ее возможности. Должно учитыватся не только ΔS системы но и ΔS среды. Критерий возможности самопроизвольного процесса – увеличение энтропии мира ΔSм ΔSм=ΔSсист+ΔSсреды>0 Пример 2H2+O2=2H2O +571,7 кДж S0 2*130,6+205,1= 2*70,1 Дж/к*моль Δ S0 = Σ S0 прод – Σ S0 реагенто = -326,5 Дж/К 139,8 — 466,3 В окружающей среде рассеялась теплота ΔH=571,7 кДж этой реации и при комнатной температуре Δ S среды= ΔH/T= 571700/298 = 1918,5 кДЖ Общее значение Энтропии мира : -326,5+1918,5= 1592 Дж/К >>0 Поэтому данный процесс осуществляется как самопроизвольный. Для проведения обратного процесса нужно затратить работу. Вопрос 11: Энергия Гиббса ΔG(изменение энергии Гиббса) равно максимально возможной работе которую система может выполнить во время протекания реакции. На любой процесс действуют два фактора: энтальпийный (ΔH) и энтропильный(T Δ S). При объединении этих двух факторов-получаем ΔH - TΔ S= ΔG Физ. Смысл энергии Гиббса : 1) если изменение ΔG P,T <0 то самопроизвольно идет процесс в заданном направлении 2)если ΔG>0 то самопроизвольно идет обратный процесс а прямая реакция не идет вообще. 3)если ΔG =0- наступает важнейшие термодинамическое равновесие. Вывод: Состояние термодинамического равновесии чрезвычайно устойчиво. Чтобы система вышла из состояния равновесия необходимо изменить какие либо внешние факторы (Т,Р , концентрацию) ΔG 0 =Σ ΔfG0 прод. - Σ ΔfG0 исх. В-в Стандартное состояние в-ва : наиболее устойчивое состояние вещества при данной температуре и давлении 1 атм. Стандартная энергия Гиббса образования в-ва: энергия Гиббса образования 1 моль в-ва в стандартном состоянии из соответсвующих простых в-в также взятых в станд. сост. ΔG= ΔG0 +RT ln П С продуктов/П С реагентов ΔG =0 равновесие ΔG0 = - RT ln П С продуктов/П С реагентов ΔG0 = -nFΔE0 ΔG>0 реакция не идет; ΔG<0 реакция идет; ΔG=0 равновесие ΔG0 >0 равновесие смещено влево ΔG0 <0 равновесие смещено вправо ΔG0 =0 обе реакции равновероятны. Вопрос 13: Химическое равновесие. Условия равновесия: 1) изолированная система (не обменивается с внеш.средой ни в-вом ни энергией) 2) наличие реакции 3) обратимость реакции: кол-ва в-в должны быть дост. Чтобы они не могли полностью израсходоватся до достиж. Равновесия. Вопрос 14: Обратимые, необратимые и практически необратим. Реакции Обратимые реакции – хим. р-ции протекающие в заданных условиях во взаимообратных направлениях Необратимые хим. р-ции – р-ции в которых в смеми после установления равновесия не обнаруживается хотя бы одно из исх. В-в Почти необратимые р-ции- когда в насыщенном растворе смеси можно обнаружить исходные вещества Ag+ +Cl- → AgCl↓ Условия: 1)система должна быть закрытой чтобы ни один из ее компонентов не мог уходить из сферы р-ции 2)колва в-ва должны быть достат. Чтобы они не могли полностью израсход. до наступления равновесия Вопрос 15:константа равновесия хим. реакции./ Количественной характеристикой химического равновесия является константа равновесия, которая может быть выражена через равновесные концентрации Сi, парциальные давления Pi или мольные доли Xi реагирующих веществ. Для некоторой реакции соответствующие константы равновесия выражаются следующим образом: (1) (2) (3) Константа равновесия есть характерная величина для каждой обратимой химической реакции; величина константы равновесия зависит только от природы реагирующих веществ и температуры. ПРИМЕР N2+3H2 →2NH3 Равновесие – Vпрям=V обр Vпрям. = kC(N2)C3(H2); Vобр=k2C2(NH3 ) kC(N2)C3(H2)=k2C2(NH3 ) K=k1/k2= C2(NH3 )/ C(N2)C3(H2) Если К=1 равновесие не смещено, если К>1 то смещено вправо, если 0<K<1 то влево При равновесии отношение произведения концентраций продуктов к произведению концентраций реагентов( в степенях равных стехиом. коэф) есть величина постоянная называемая константой равновесия. Вопрос 16: Принцип Ле-Шателье Если на систему находящуюся в равновесии оказывается какое либо внешнее воздействие то оно способствует протеканию той реакции которая ослабляет воздействие Гомогенные: N2+3H2 ↔2NH3 + Q А) ↑С(N2); ↑C(H2); ↓C(NH3) равновесие смещено вправо Б) ↑Р В)↓Т Гетерогенные: 2Fe + 3H2O↔Fe2O3 + 3H2 Равновесие смещено вправо А)↑( H2O); ↓C(Fe2O3); ↓C(H2) Б) ↓t B) P Принцип Ле-Шателье неприменим к системам которые не находятся в равновесном состоянии Принцип является следствием второго закона термодинамики. Вопрос 17: Влияние температуры на хим. равновесие Повышение или понижение температуры системы находящейся в равновесном состоянии, значит приобретение или соотв. потерю энергии системой, т.е. изменение ее энергетич или, что то же, термодинамич., состояния. Повышение темп. Происходящее при поглощении системой энергии извне.смещает равновесие в сторону процесса поглощающего теплоту, т.е. эндотермич,а понижение темп. соответственно способствует большей степени протекания экзотермич. р-ции. Пример : N2+3H2 ↔2NH3 + Q ↑t влево; ↓t вправо 2Fe + 3H2O↔Fe2O3 + 3H2 + Q ↑t влево ; ↓t вправо Вопрос 18: Влияния концентрация на хим. равновесие: Если внешнее воздествие выраж. В увелич. Концентрации исходных в-в,то оно благоприятствует р-ции,вызывающей уменьшение конц этих в-в и, равновесие сместится в сторону продуктов.Соответсвенно увеличение концентрации продуктов реакции сместит равновесие в сторону реагентов. Причины: при введении в равновесную реакцию смеси одного из в-в отношение активностей в выражении для своб. энергии изменятся, она перестанет быть нулевой, то есть равновесие смещается. Примеры теже что и в 17 Вопрос 19: влияние давления на хим. равновесие Изменение концентрации в системе с газообразными в-вами может быть осуществлено не только изменением кол-ва одного из в-в но и изменением объема,происходящем при изменении давления.Однако равновесие сместится не всегда,может быть 3 случая: 1)когда коэффициенты равны,2) слева коэф. больше 3)справа коэф. больше. Не учитывая в-ва в конденсированном состоянии(жидком,твердом) т.к. они практически не изенятя при изменении давления изза малой сжимаемости. 1)H2 + I2 ↔2HI изменение давленияне смещ. Равновесия 2) 2СО + О2 ↔2СО2 давление увеличивается, равновесие смещается вправо 3) СаСО3↔ СаО + СО2 давление увеличивается, равновесие смещается влево Вопрос 20: Скорость хим. реакции методы ее определения. Скорость хим. реакции-изменение кол-ва в-ва в единицу времени в ед. рационального пространства.Гомогенные реакции: r= Δυ/ΔtV моль/с*л Гетерогенные р-ции : r= Δυ/ΔtS моль/м2 *с Основной закон хим. кинетики(закон действующих масс):Скорость реакции должна быть пропорциональна произведению концентраций реагирующих в-в. А+В=Х V=kCACB (1) A+2B=X V=kCAC2B (2) k- коэф. пропорциональности (удельная скорость реакции) Вопрос 21: Порядок хим. реакции Порядок хим. реакции- сумма показателей степеней при концентрациях в-в в Ур-иях 1 и 2 для экспериментального определения порядка реакции исследуют зависимость скорости реакции от конц. Сначала одного из реагентов,поддерживая концентрации ост. Веществ постоянными, затем так же поступают со всеми ост. Компонентами реакции сис-мы, т.е. изсследуют зависимость V=k’CαA Прологарифмировав это ур-ие lgV=lgk’ + lgCαA построим график зависимости lgV от lgCA ,получим прямую линию ,танген угла наклона которой равен α Вопрос 22: Влияние температуры на скорость хим. реакции Правило Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10 С скорость большинства хим реакций увеличивается в 2-4 раза. V2=V1* γ T2-T1/10 Причины: 1)при нагревании частицы начинают быстрее двигатся чаще сталкиватся= увеличивается V реакции ; 2) при повышении температуры число активных частиц сильно возрастает, тоесть резко увеличивается скорость реакции. Ур-ие Эйрина определяет температурную зависимость константы скорости, то есть Vрции K= Чем больше энтальпия,тем сильнее скорость р-ции зависит от температуры. Дифференцируем уравнение по температуре: Обозначив числитель этого выраения Ea получим Еа энергия активации. Она определяется в эксперименте по температурной зависимости скорости рции. Интегрирование дает k=k0e –Ea/RT Ур-ие Аррениуса. Вопрос 23: влияние концентрации на скорость хим. реакции A+B=C+D Чтобы осуществить химическое взаимодействие в-в А и В их частицы должны столкнутся,чем больше столкновений тем быстрее протекает реакция. Число же столкновений тем больше,чем выше концентрация реагентов Пример: Zn+ 2HCl= ZnCl2 +H2 ↑ если взять 10%ный раствор HCl то р-ия ьудет протекать быстрее чем с 5%ым. Вопрос 25: Р-ры электролитов Р-р – гомогенная многокомпонентная система. Газообраз. р-ры : можно выделить 2 типа систем с образование химических соединений и с их отсутсвием. В первом случае (NH3-H2O, HCl-H2O) растворимость газов выше чем во втором.(O2- H2O) Жидкие р-ры: при из образовании происходит не только очевидное изменение растворяемого в-ва но и изменяется растворитель (CaCl2,CsCl) Твердые р-ры: в отличии от газообразных и жидких растворов на растворимость в твердом состоянии дополнительно к ранее рассмотренным факторам влияет размер частиц из которых построены компоненты раствора. Образов жидких и твердых растворов- процесс образов. нового в-ва р-ра, св-ва которого отнюдь не являются суммой св-в компонентов. Относительное содержание в-ва в растворе называется концентрацией этого в-ва. Она бывает молярная(1) и процентная(2)(массовая доля).1)С=υ/V 2 или если не различают растворитель и растворяемое в-во то Xi=υi / Σ υi Вопрос 26:Электролиты. В-ва через которые прохождение электрического тока вызывает их передвижение в виде ионов и химические превращения в местах входа и выхода тока называются электролитами. Электролиты бывают твердыми и жидкими. Электролиты являются проводниками 2ого рода. Прохождение электрического тока сопровождается в местах его входа и выхода электрохимическими реакциями, которые протекают на границе между электродом (проводником 1ого рода) и электролитом. Р-чия заключается в обмене электронами между электродом и ионами. На аноде электроны переходя от иона к электроде а на катоде наоборот. Примеры: катодные Fe3+ +e →Fe2+ анодные Fe2+→Fe 3+ + e Вопрос 27: сильные и слабые электролиты Электролиты - в-ва обладающие электропроводностью за счет движения ионов. Образование ионов при растворении в-ва называют электролитической диссоциацией. Диссоциация может быть обратимой и необратимой. В первом случае электролит –слабый (AlOH3,H3PO4), во втором сильный. (NaCl, HCl) В слабых электролитах в силу обратимости диссоциации существует равновесие между продуктами дисоц. и не диссоциировавшими молек. Константа диссоциации-отношение концентрации продуктов к концент. диссоциировавшего в-ва. Отношение числа молей распавшегося электролита к общему кол-ву расворенного в-ва называют степенью диссоциации α Kд = α2С/1-α если выразить концентрацию через разбавление f, при этом f=1/C то связь степени диссоциации будет выраж. ур-ием α=√Кд*f Оно выражает закон разбавления Оствальда: степень диссоциаии слабого электролита растет пропорционально корню квадратному из разбавления. Вопрос 28: Протолитическое равновесие. Р-ции в которых осуществляется переход протонов называютя протолитическими. Равновесие в указанных реакциях характеризуется ионным произведением или константой автопротолиза. H2O+ H2O↔H3O+ + OH- Kводы=аH3O+ * а OHNH3 + NH3 ↔ NH4 + NH2 аналогично. Вопрос 29: Автопротолиз воды. Ионное произведение воды. Диссоциация воды H2O+ H2O↔H3O+ + OHБез гидратации H2O↔H+ OH- Кд= аH3O+* а OH- / аH2O = a+*a/ аH2O = 1,8*10-16 В следствии малой степени диссоциаи вды KH2O = аH3O+* а OH- =10-14 Произведение активностей ионов есть величина постоянная называемая ионным произведением воды. Вопрос 30: Кислоты Кислота – в-во способное отдавать ионы. Слабые кислоты (HF,H2S, H3PO4 H2S03 , H2CO3 ) Сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4) нерастворимая кислота H2SiO3 . Применение : изготовление лекарств, получение солей, при производстве каких либо изделий из металлов. Вопрос 31 Основания Основание – в-во способное принять протон. Бывают растворимые (щелочи) и нерастворимые( Cu(OH) 2 ,Fe(OH)3 , Zn(OH)2 ) Применение: в промышленности (NaOH для очистки нефти и производства мыла) и в быту (Ca(OH) 2 гашеная известь для борьбы с насекомыми) Вопрос 32 Соли Соли-электроиты при диссоциации которых образуются катионы металла и анионы кислотных остатков. Бывают: средние (Na2SO4, MgCl2), кислые (NaHSO 4 ), основные (MgOHCl) , растворимые: хлориды, нитраты, нерастворимые: силикаты, карбонаты. Применение: в промышленоссти (например NaCl для получения соды и хлора) и в быту NaCl в пизщу, нитраты и фосфаты - как удобрения). Вопрос 33 Гидролиз солей Взаимодействие солей с водой в результате которого образуется кислота(кислая соль) или основание (основная соль) называется гидролизом солей. Типы: 1)сильное основание и слабая кислота CH3COONa ↔ CH3COO- + Na+ оставшаяся слабая кислота стремится забрать протоны у воды CH3COO- + H2O ↔ CH3COOH + OHCH3COONa+ H2O↔ CH3COOH + NaOH (щелоч. среда) Кг = Кд воды/К кисл 2) слабое основание и сильная кислота I FeCl2 + H2O ↔ Fe(OH)Cl + HCl II Fe(OH)Cl + H2O ↔Fe(OH)2 + HCl (кислая среда) 3)слабое основание и слабая кислота CH3COONH4+ H2O↔ CH3COOH + NH4OH гидролиз полностью. Кг=К воды/К к-ты * К основ. 4)сильное основ и сильная к-та (NaCl) гидролиз не идет среда нейтральна. Вопрос 34 Буферные системы Р-ры обладающие способностью сохранять практически постоянным pH получили название буферных смесей . Как правило они состоят из р-ров слабой кислоты и соли образованной этой же кислотой и сильным основанием (CH3COOH+ CH3COONa) Или из р-ров слаб. Основ и соли этого основания и сильной кислоты (NH4OH+ NH4Cl) pH=pK-lg Ckислоты/Ccoли || pK=- lgKд кислоты pH=14-pK+lgCосн/Соли Вопрос 35 Равновесие осадок р-р Равновесие осадок - р-р электролита определяющее растворимость в-ва,характеризуется константой равновесия,которая называет произведение растворимости.(ПР) Чем меньше ПР тем менее растворим данный электролит. Насыщенный р-р – р-р находящийся в равновесии с растворенным в-вом. Растворимость - концентрация некоторого в-ва в растворе. Правило ПР формулируется: для насыщенного р-ра труднорастворимого электролита произведение активностей ионов возведенных в степени их стехиом. коэф. Есть величина постоянная при данной температуре. Постоянство ПР не означает постоянства концентрация отдельных ионов. Конц. можно изменять→сместится равновесие. Сдвиг равновесия сопровождается выпадением осадка. Если ПР <[][] осадок выпадает, если ПР>[][] осадок растворяется. Вопрос 36 Коллоидные системы.Частицы Коллоидное состояние-область размеров в которой св-ва в-ва сильно зависят от величины частиц. Необходимым условием сущ. коллоид. системы :отсутсвие химического взаимодействия между компонентами. Золь - коллоидная система с твердой фазой, аэрозоль – газ, жидкость- лиозоль Переход к коллоидно-дисперсному сост. осущ при измельчении, дроблении в-ва дисперсной фазы до частиц коллоидных размеров, для чего необходимо затратить энергию. 2 класса систем: 1)лиофильные(обратимые)- в общ. случае являются растворимыми и не могут участвовать в коллоидной системе. 2)лиофобные(необратимые)- процесс образования коллоидной сис-мы невозможен как самопроизвольный. Вопрос 37 Коллоидные системы K[Al(OH)4] 4- координационное число. А выражение в [] - лиганд. [Cu(NH3)3 ] Вопрос 38 ОВР ОВР- реакции в которых происходит обмен электронами между молекулами или ионами. Любые реальные процессы являются о-в в том смысле что один из участников окисляется а другой восстанавливается. Окисление-потеря электронов, восстановлениеприсоединение электронов. K2Cr2O7 + HCl Полуреакция о-ия 2Cl- - 2e=Cl2 Полуреакция в-ия Cr2O7 2- + 14H+ + 6e= 2Cr3+ + 7H2O (кислая среда) Вопрос 39 Электродный потенциал Разность потенциалов возникающую на границе раздела система-раствор называют электродным потенциалом. Если металл опустить в р-р его соли с акивностью ионов металла равной 1,то такой потенциал называется стандартным электродным потенциалом i)Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au ii)величина элек.потенциала мет. зависит от св-в металла, активности его ионов в р-ре. и температуры. Эта зависимость выражается Ур-ием Нернста: Eme=E0 me+ RT/nFlnaMe * mH20 F- число фарадея (96500 Кл) произведение а и м – активность ионов Ме в растворе. iii)факторы: 1)природа металла2) конц. ионов мет. в растворе 3)температура. Вопрос 40 Электролиз Электролиз-окисл.- восстанов процесс протекающий при прохождении эл. тока через р-р или расплав электролита. Катод-восстановитель, анод-окислитель. Надо различать электролиз расплавов электролитов и растворов. В последнем случае в процессах участвуют молекулы растворителя. Зависимость между кол-вом электричества проходящего через р-р и кол-вами в-в выделяющихся на электродах опред законом Фарадея I) кол-во в-в выделяющихся на электродах прямо пропорционалны кол-у электричества прошедшего через р-р электролита II) кол-ва различных в-в выделенных одним и тем же кол-вом электрич. Прямо пропорциональны их химическим эквивалентам. M= ЭQ/F т.к Q=I*t тогда m=Э*I*t/F т.к Э=A/n тогда m=A*I*t/nF Электролиз водных растворов – с нерастворимыми анодами: они отнимают е-ны от анионов электролита катод передает е-ны катионам р-ра.
