Малорастворимые электролиты, произведение растворимости.

КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ

Осуществляется за счет электронной пары, принадлежащей обоим атомам. Различают обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.

1) Обменный механизм. Каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару:

 

H^• + ^•H H: H



2) Донорно-акцепторный механизм. Один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь;



 

Два атома могут обобществлять неcколько пар электронов. В этом случае говорят о кратных связях:

 



(или NN) – тройная связь

Если электронная плотность расположена симметрично между атомами, ковалентная связь называется неполярной.

Если электронная плотность смещена в сторону одного из атомов, то ковалентная связь называется полярной.

Электроотрицательность - это способность атома притягивать электронную плотность от других атомов. Самый электроотрицательный элемент - фтор, самый электроположительный - франций.

Металлическая связь возникает в результате частичной делокализации валентных электронов, которые достаточно свободно движутся в решетке металлов, электростатически взаимодействуя с положительно заряженными ионами. Силы связи не локализованы и не направлены, а делокализированные электроны обусловливают высокую тепло- и электропроводность.

Водородная связь. Ее образование обусловленно тем, что в результате сильного смещения электронной пары к электроотрицательному атому атом водорода, обладающий эффективным положительным зарядом, может взаимодействовать с другим электроотрицательным атомом (F, O, N, реже Cl, Br, S). Энергия такого электростатического взаимодействия составляет 20–100 кДж∙моль^–1. Водородные связи могут быть внутри- и межмолекулярными. Внутримолекулярная водородная связь образуется, например, в ацетилацетоне и сопровождается замыканием цикла.

Водородная связь - зто связь между положительно заряженным атомом водорода одной молекулы и отрицательно заряженным атомом другой молекулы. Водородная связь имеет частично электростатический, частично донорно-акцепторный характер.

 

Водородная связь изображена точками.

Наличие водородных связей объясняет высокие температуры кипения воды, спиртов, карбоновых кислот.

 

 

15) Тепловой эффект реакции: экзо- и эндотермические реакции; закон Гесса; (стандартная) теплота образования вещества.

Экзотермическая реакция (от экзо... вне и греч. thérmó — тепло, жар), химическая реакция, сопровождающаяся выделением теплоты. Экзотермическая реакция являются, например, горение, нейтрализация, большинство реакций образования химических соединений из простых веществ. Количество выделяющейся при экзотермическая реакция теплоты зависит от массы реагентов и их природы, агрегатного состояния исходных веществ и продуктов взаимодействия, типа реакции и условий её осуществления (температуры, давления и др.). По тепловому эффекту экзотермическая реакция противоположны эндотермическим реакциям.
Эндотермическая реакция (от эндо... внутри и греч. thérme — тепло, жар), химическая реакция, сопровождающаяся поглощением теплоты. К эндотермическим реакциям относятся диссоциация (в частности, разложение молекул на свободные атомы), восстановление металлов из руд, фотосинтез в растениях, образование некоторых соединений из простых веществ.

Закон Гесса — основной закон термохимии, который формулируется следующим образом:

Тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания.

Иными словами, количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся при каком-либо процессе, всегда одно и то же, независимо от того, протекает ли данноехимическое превращение в одну или в несколько стадий (при условии, что температура, давление и агрегатные состояния веществ одинаковы). Например, окислениеглюкозы в организме осуществляется по очень сложному многостадийному механизму, однако суммарный тепловой эффект всех стадий данного процесса равен теплоте сгорания глюкозы.

На рисунке приведено схематическое изображение некоторого обобщенного химического процесса превращения исходных веществ А₁, А₂… в продукты реакции В₁, В₂…, который может быть осуществлен различными путями в одну, две или три стадии, каждая из которых сопровождается тепловым эффектом ΔH_i. Согласно закону Гесса, тепловые эффекты всех этих реакций связаны следующим соотношением:

Закон открыт русским химиком Г. И. Гессом в 1840 г.; он является частным случаем первого начала термодинамикиприменительно к химическим реакциям. Практическое значение закона Гесса состоит в том, что он позволяет рассчитывать тепловые эффекты самых разнообразных химических процессов; для этого обычно используют ряд следствий из него.

Восстановители

Металлы, водород, уголь, Окись углерода (II) (CO).Сероводород (H₂S);оксид серы (IV) (SO₂);сернистая кислота H₂SO₃ и ее соли, Галогеноводородные кислоты и их соли. Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3.

Азотистая кислота HNO2;аммиак NH3;гидразин NH2NH2;оксид азота(II) (NO).

Катод при электролизе.

Окислители

Галогены. Перманганат калия(KMnO4); манганат калия (K2MnO4); оксид марганца (IV) (MnO2). Дихромат калия (K2Cr2O7); хромат калия (K2CrO4). Азотная кислота (HNO3). Серная кислота (H2SO4) конц. Оксид меди(II) (CuO); оксид свинца(IV) (PbO2); оксид серебра (Ag2O); пероксид водорода (H2O2). Хлорид железа(III) (FeCl3). Бертоллетова соль (KClO3). Анод при электролизе.

Водородная энергетика.

Стоимость передачи энергии в химической форме (в виде газа) значительно ниже стоимости передачи электроэнергии. В качестве носителя энергии может быть использован водород. Применение водорода значительно снизит уровень загрязнения атмосферы, так как при его окислении образуется безвредный продукт – вода

 

1. Основные законы и понятия в химии (законы постоянства состава, кратных отношений, Авогадро Ar, Mr, моль, эквивалент).
2. Оксиды, типы оксидов. Методы получения, химические свойства, номенклатура основных, кислотных, амфотерных.
3. Основания (кислотность оснований). Методы получения, химические свойства, номенклатура.
4. Кислоты (основность кислот). Методы получения, химические свойства, номенклатура.
5. Соли, типы солей. Методы получения, химические свойства, номенклатура средних, кислых, основных солей.
6. Генетическая связь между классами неорганических соединений
7. Квантово-механическая модель атома: уравнения де Бройля и Шредингера, принцип неопределенности Гейзенберга, атомная орбиталь, квантовые числа.
8. Правила заполнения электронами атомныхорбиталей (принцип минимальной энергии, правило Клечковского, правила Паули и Гунда).
9. Периодический закон Д.И. Менделеева. Периодическая таблица (периоды и группы).
10. Химическая связь: понятие, параметры (энергия связи, длина связи, валентный угол), потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность.
11. Типы химической связи: ионная, ковалентная (типы ковалентной связи, полярность), координационная, металлическая, водородная.
12. Термодинамические системы: открытые, закрытые, изолированные; гомогенные, гетерогенные. Параметры системы.
13. Функции состояния системы: внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, химический потенциал, изобарно- и изохорно-изотермический потенциал. Изобарные, изохорные, изотермические процессы.
14. Первое (закон сохранения энергии) и второе начало термодинамики.
15. Тепловой эффект реакции: экзо- и эндотермические реакции; закон Гесса; (стандартная) теплота образования вещества.
16. Скорость реакции и факторы, влияющие на нее. Гомогенные и гетерогенные реакции. Закон действующих масс. Константа скорости реакции. Порядок и молекулярность реакции. Правило Вант-Гоффа.
17. Энергия активации (активированный комплекс, энергетические диаграммы экзо- и эндотермических реакций, влияние катализаторов, уравнение Аррениуса). Катализ (гомогенный и гетерогенный; ферменты, промоторы, ингибиторы).
18. Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие; константа равновесия, влияние температуры на константу равновесия. Принцип Ле-Шателье.
19. Понятие раствора. Способы выражения состава раствора (массовая доля, молярность, моляльность, нормальность).