Законы атомно-молекулярной теории. Понятие эквивалента. Эквиваленты простых и сложных вещ-в.

Законы атомно-молекулярной теории. Понятие эквивалента. Эквиваленты простых и сложных вещ-в.

Законы:

· Закон сохранения материи и движения – любое химическое превращение в замкнутой системе не приводит к изменению массы системы.

· Закон постоянства состава – состав чистого вещества не зависит от способа его поучения.

· Закон простых кратных соотношений – массы двух элементов, образующих несколько соединений друг с другом, относятся как небольшие целые числа.

· Закон простых объемных соотношений – объемы реагирующих газов относятся друг к другу и к объему газообразных продуктов как небольшие целые числа.

· Закон Авогадро – в равных объемах газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.

· Закон эквивалентов – вещества вступают в химические реакции в количествах,пропорциональных их эквивалентам.

Эквивалент – условные частицы вещества в целое число раз меньшие, чем

соответствующие им формульные единицы.

ZB – эквивалентное число (число эквивалентности)

Закон эквивалентов: вещества взаимодействуют друг с другом в количествах,

пропорциональных их эквивалентам.

Э_оксида=М_оксида/(числа атомов элемента*валентность элемента)

Э_{кислоты}=М_{кислоты}/ основность кислоты

Э_{основани}я=М_{основания}/ кислотность основания

Э_соли=М_соли/(число атомов металла*валентность металла)

М – мольная масса соединения

Закон Авогадро. Следствия из этого закона.

Закон: в равных объемах газов при одинаковых условиях содержится одинаковое

число молекул.

Следствия:

· Массы равных объемов двух газов при одинаковых условиях будут относиться друг к другу как их молекулярные массы

· Масса любого вещества, равная его атомной (молекулярной) массе, будет содержать одно и то же число молекул – число Авогадро. Количество частиц, равное числу Авогадро, называется моль.

· При одинаковых условиях 1 моль любого газообразного вещества занимает один и тот же объем

· Относительная плотность одного газа по другому равно отношению их молярных масс

Строение атома Бора.

Электрон находится на орбите и движется по ней, он не излучает и не поглощает Е.

Согласно Планку, энергия квантована. Бор предложил, что энергия эл-ов может иметь лишь определенные значения, а орбиты – строго определенные радиусы.

Электрон, который поглощает фотон переходит на более высокую орбиту.

Постулаты бора:

· Из бесконечного числа орбит допускаются лишь определенные дискретные (кванты)

· Излучение света происходит при переходе на более низкую орбиту электрон испускает квант света

Чтобы электрон мог перейти с орбиты с энергией E₁ на орбиту с E₂ поглощаемый свет должен определяться уравнением Планка:

АшНю=E₂-E₁

Строение электронных оболочек атомов. Атомные орбитали. Квантовые числа.

Атомная орбиталь – область в пространстве, в которой вероятность нахождения электронной плотности максимальна.

 

Бор приписал орбиталям квантовые числа. Орбита с самой низкой энергией (ближайшая к ядру) характеризуется n=1. Следующему уровню энергии соответствует n=2. Если электрон получает достаточно энергии, чтобы совсем освободится от сил притяжения ядра, происходит ионизация атома.

Дальнейшее развитие теории Бора получила в работах Зоммерфельда. Он предположил, что каждое квантовое число определяет энергию круговой орбиты, а также задает набор эллиптических орбит с той же энергией. Он назвал n – главным квантовым числом и ввел второе квантовое число – l(эль), которое характеризует форму эллиптической орбиты (эксцентриситет). Второе квантовое число может принимать значения от (n-1) до 0. Если n=4, то l=3, 2, 1, 0. Каждому значению l сопоставляют букву

l=
	s	p	d	f	g

Если n=2, а l=0, то говорят, что это 2s электрон. Например:

1s
2s	2p
3s	3p	3d
4s	4p	4d	4f
5s	5p	5d	5f

Третье квантовое число m_l – максимально возможное число орбиталей.

Одна s-орбиталь

Три p-орбитали

Пять d-орбиталей

Семь f-орбиталей

Спиновое число m_s характеризует вращение по часовой стрелке (+0,5) или против (-0,5)

Принцип исключения Паули: Никакие 2 электрона не могут иметь одинаковые наборы 4х квантовых чисел.

 

Метод валентных связей

o Образуют эл-ны с противоположными спинами.

o Для образования ков. связи атомы должны быть максимально приближены друг к другу.

o Связь образуется в том направлении, где наибольшее перекрытие электронных облаков.

Метод молекулярных орбиталей рассматривает молекулу, как единое целое. Атомные орбитали заменяются молекулярными орбиталями. Рассчитывают распределение электронной плотности по всей молекуле.

 

В молекулах из одинаковых атомов – связь симметрична. А если атомы различны, то электроны связи могут быть смещены в сторону одного из них - электроотрицательность.

· Металлическая металлическая связь осуществляется в кристаллических решетках металлов, электроны распределены по всему кристаллу и не принадлежат своему атому. В металлах существует свобода перемещения электронной плотности.

Свойства металлов:

o Пластичность

o Электропроводность

o Теплопроводность

o Мет. блеск.

Если мало эл-ов - легкоплавкий, много – тугоплавкий

 

· Силы Ван-дер-Ваальса

I₂-I₂

Могут действовать на больших расстояниях, чем хим. связь.

Дипольные моменты.

o В электрическом поле частица поляризуется, появляется наведенный дипольный момент.

o Дисперсионные силы – система электрон-ядро представляется как диполь

Свойства:

o Легко растворяются друг в друге, образуя сплавы

o Высокая тепло- электропроводность

o Отрицательны й восстановительный потенциал

 

· Водородные связи:

Может образовывать только Н.

Из-за размеров – способность проникать в пустоты кристаллической решетки. А также встраиваться в электронные слои электронов в соединении.

Может быть образована только сильно электроотриц. элементами.

HF, H₂0

Результат – аномально низкие Т_{кипячения}

6. Понятие энтальпии. Энтальпия реакции. Энтальпия образования химических соединений.

Поскольку Большинство процессов в природе изобарные, то вводится понятие энтальпии:

H=U+PV

Энтальпия – функция состояния, определяющая удельное теплосодержание химической системы при постоянном давлении

Стандартная энтальпия образования – энергия реакции образования 1 моля сложного вещества из простых вещ-в в стандартных условиях.

Закон Лавуазье-Лапласа:

Тепловой эффект химической реакций, протекающих в прямом и обратном направлении, равны по величине и обратны по направлению.

Закон Гесса:

Тепловой эффект реакции не зависит от числа промежуточных стадий, а зависит от состояния исходных веществ и продуктов реакции.

Следствие из з-на Гесса: Энтальпия химреакции равна разности сумм энтальпий образования продуктов и энтальпий образования исходных вещ-в (с учетом количеств реагирующих вещ-в, т.е. стехиометрических коэффициентов).

Энтальпия образования простых вещ-в равна нулю.

Первое начало термодинамики

Второе начало термодинамики – в изолированной системе самопроизвольно могут протекать только процессы ведущие к увеличению неупорядоченности системы, т.е. росту энтропии.

Принцип Бертло-Томсена – в закрытой системе самопроизвольно будет идти та реакция, в результате которой выделится максимальное количество тепла.

Принцип Гиббса – ΔG=ΔH-TΔS если ΔG < 0, то реакция идет

Закон Лавуазье-Лапласа:

Тепловой эффект химической реакций, протекающих в прямом и обратном направлении, равны по величине и обратны по направлению.

Закон Гесса:

Тепловой эффект реакции не зависит от числа промежуточных стадий, а зависит от состояния исходных веществ и продуктов реакции.

Следствие из з-на Гесса: Энтальпия химреакции равна разности сумм энтальпий образования продуктов и энтальпий образования исходных вещ-в (с учетом количеств реагирующих вещ-в, т.е. стехиометрических коэффициентов).

Тепловой эффект кругового процесса = 0!

 

Средняя энергия хим связи (E_св) – Энергия, необходимая, для разрушения молекулы с образованием нейтральных атомов, отнесенная к общему количеству химических связей в молекуле.

Третий закон термодинамики утверждает, что энтропия идеального ионного кристалла при температуре абсолютного нуля (0 К) равна нулю.

 

 

8. Понятие энтропии. Стандартные значения энтропии, изменение энтропии в химической реакции.

Энтропия (S) –функция состояния вещества, мера неупорядо8ченности вещ-ва. (Дж/К)

Энтропия в твердом, жидком и газообразном состоянии.

Изменение стандартной энтропии - ΔS⁰ Увеличение – положительное изменение энтропии.

ΔS⁰=∑ ΔS⁰_{продукты} - ∑ ΔS⁰_{реагентов}

 

∑ ΔS⁰= через стандартные энтальпий и энергии Гиббса веществ.

 

Гидролиз солей. (Примеры).

ГС – обменное взаимодействие солей с водой, при котором образуется малодиссоциированное соединение (слабый электролит) и изменяется реакция среды.

NaCl + H₂O = NaOH + HCl

Дисперсные системы

Классификация по размерам частиц:

Характеристика р-ра	Размеры	Частицы
Грубодисперсные системы (суспензии, дым, глина в воде)	10^-3- 10^-5	Оседают со временем
Высокодисперсные	10^-5- 10^-7	Проходят через обычный фильтр, но не проходят через ультратонкий
Молекулярные (истинные)	10^-7- 10^-8	Проходят через любые фильтры

Дисперсионная фаза	Дисперсионная среда	Обозначение	Примеры
Газ	Жидкость	Газ/жидк	Газированная вода, мыльная пена
Газ	Твердое	Газ/тверд	Активированный уголь
Жидкость	Газ	Жид/газ	Туман
Жидкость	Жидкость	Жид/жид Эмульсия	Молоко
Жидкость	Твердое	Жид/тв Гель	Почва
Твердое	Газ	Тв/газ	Пыль, дым
Твердое	Жидкость	Тв/жид Суспензия Золь	Глина, ил, взвеси в природной воде
Твердое	Твердое	Тв/тв	Сплавы

Золь относится к свободно дисперсным системам, броуновское движение.

Гель – связнодисперсионная системы, между частицами есть взаимодействие, что приводит к образованию структуры (каркас, сетка) нетекуч и сохраняет форму.

A. Основные

Образованы атомом металла (1 и 2 группы и переходными металлами в низких степенях окисления); им соответствуют основания. Реагируют с кислотными оксидами и кислотами.

CaO + SO₃ = CaSO₄

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

B. Кислотные

Образованы атомом неметалла (4-7 группы и переходными металлами в высших степенях окисления) им соответствуют кислоты. Реагируют с основными оксидами и основаниями.

3SO₃ + Fe₂O₃ = Fe₂(SO₄)₃

P₂O₅ + 6NaOH = 2Na₃PO₄ + H₂O

C. Амфотерные

Образован атомом элемента 3-4 группы (Al, Ga, Ge) и переходными металлами (Zn, Cr, Fe…); им соответствуют гидроксиды, проявляющие как основные так и кислотные свойства.

2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]

Соли

a. Средние

Результат полного замещения гидроксогрупп в основании на кислотный остаток (и протонов в кислоте на ионы металлов) в реакции нейтрализации:

Ca(OH)₂ + H₂SO₄ = CaSO₄ + 2H₂O

B. Основные

Результат неполного замещения в связи с (избытком основания) в реакции нейтрализации:

2Ca(OH)₂ + H₂SO₄ = (CaOH­)₂SO₄ + 2H₂O

C. Кислые

Результат неполного замещения в связи с избытком кислоты в реакции нейтрализации:

Ca(OH)₂ + 2H₂SO₄ = Ca(HSO₄)₂ + 2H₂O

D. Двойные

Вещ-ва, образованные ионами нескольких разных металлов и одним кислотным остатком:

KAl(SO₄)₂×12H₂O

E. Кристаллогидраты

Вещ-ва в твердом состоянии содержащие одну или несколько молекул воды:

CuSO₄×5H₂O, FeSO₄×7H₂O

F. Комплексные соединения

K₃[Fe(CN)₆]

Основные закономерности изменения свойств элементов 1-7 групп периодической системы по группе и периоду. Валентные возможности. Правило четности. Характеристики простых тел. Физические и химические свойства. Важнейшие соединения. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.

Поведение электролитов 2 периода отличается от поведение элементов других периодов. Во 2 периоде впервые появляется 2р электроны. Электроны близко к ядру. Радиусы элементов 2 периода малы, на них трудно повлиять. У них больше электроотрицательность. По периоду n=const=6. Эти элементы сильно отличаются от соседей по группам.

III группа — элетродефицитная. Она образует донорн-акцепторные связи, образует полимеры.

IV группа. Число электронов равно числу орбиталей. Есть способность к образованию связей из одинаковых атомов.

V группа. Кислотный фосфор

VI группа. Сера создает тио-соединения.

VII группа. Сила кислот растет вниз по группе.

Общие закономерности:

1) Конфигурации. Особая устойчивость s², р⁶ (полностью заполненных) и p³ (полузаполненных) орбиталей.

2) Высокая способность проникновения электронов s орбитали к ядру. Отсутствие высших степеней окисления у тяжелых элементов III и V групп (Ti, Pb, Bi).

3) Способность к вторичной периодичности, которая видна в отклонении свойств соединений Ga, Ge, As, Bi от соседей по группе (отклонение от монотонного изменения свойств).

4) Отличие химии элементов 2го периода (типические) от соседей по группе.

5) Широкий диапазон свойств от типичных металлов (I – II группы) до типичных неметаллов (VII группа).

6) Наличие диагонального сходства из-за близости соотношения заряда и радиуса (B – Si). На диагоналях амфотерные свойства.

7) Нарастание металлических зарактеристик при движении вниз по группе.

8) Увеличение тенденции к образованию гидроксокомплексов вместо оксокомплексов. Пример: реакция взаимодействия элементов V группы с фосфорной кислотой:

3P + 5HNO₃ + 2H₂O = 3H₃PO₄ + 5NO

Bi + 4HNO₃ = Bi(NO₃)₃ + 2H₂O = NO

Si + 2NaOH + H₂O = Na₂SiO₃ + 2H₂

9) Степень окисления изменяется на два.

25. Переходные и не переходные элементы: различие и сходство

1)

· Более протяженные d – оболочки

· Нет резкого изменения свойств (не как у s- и p- элементов)

· Электроотрицательность

Все они металлы

· Твердые, прочные

· Высокая Т_кип и Т_плав

· Высокая теплоемкость и электроотрицательность

· Все они восстановители

o Газовая фаза – потенциал ионизации

o Раствор – потенциал восстановителя E_ox/red

· Легко растворяются в друг в друге, образуя сплавы.

· Степень окисления может меняться на единицу (в отличии от s- и p- элементов только на 2)

· Широкий набор окислительно-восстановительных свойств

· Широкий набор кислотно-основных свойств

· Окислительная способность растет при движении по периоду

· Ионы переходных элементов окрашены

· С водородом образуют фазы внедрения

· Образуют связи металл-металл

Химия воды.

Физические свойства:

· Диссоциация воды

H₂O = H⁺ + OH^-

2H₂O = H₃O⁺ + OH^-

· Термический распад 2000⁰ - 2H₂O = 2H₂ + O₂

· Аномально высокая теплоемкость

· Аномальное изменение плотности

· Поверхностное натяжение

· Малый размер частиц и маленькая масса

· Вода – диполь à дипольный момент

· Тяжелая вода (изотопы: протий, дейтерий, тритий)

· Высокая удельная ТЕПЛОТА парообразования: 2256 кДж/кг

· Газовые гидраты: CH₄·nH₂O, C­₃H₈·nH₂O,

· Высокая удельная ТЕПЛОТА плавления: кДж/кг

 

Химические свойства

· Взаимодействие с металлами:

Na + H₂O = NaOH + H₂

3Fe + 4H₂O = F­e₃O₄ + H₂ (температура)

· Взаимодействие с неметаллами:

H₂O + C = H₂ + CO (температура)

· Электрическая диссоциация

2H₂O = 2H₂ + O₂

· Катализатор

· Взаимодействие воды с оксидами

· Кристаллогидраты

CuSO₄ + 5H₂O = CuSO₄×5H₂O

· Участие воды в природных процессах

o Фотосинтез

· Амфотерность воды

H₂O = H⁺ + OH^-

[H] = [OH]

· Гидролиз

· Участие в ОВР

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO

· Жесткость воды:

o Временная (карбонаты): при нагреве соли выпадают в виде карбонатов

CaHCO₃ + Ca(OH)₂ = CaCO₃ (осад.) + H₂O

o Постоянная (сульфиды и хлориды)

 

Типы воды:

· Морская (истинный р-р)

· Речная (коллоидная взвесь)

· Кристаллогидраты (вода в минералах)

 

Законы атомно-молекулярной теории. Понятие эквивалента. Эквиваленты простых и сложных вещ-в.

Законы:

· Закон сохранения материи и движения – любое химическое превращение в замкнутой системе не приводит к изменению массы системы.

· Закон постоянства состава – состав чистого вещества не зависит от способа его поучения.

· Закон простых кратных соотношений – массы двух элементов, образующих несколько соединений друг с другом, относятся как небольшие целые числа.

· Закон простых объемных соотношений – объемы реагирующих газов относятся друг к другу и к объему газообразных продуктов как небольшие целые числа.

· Закон Авогадро – в равных объемах газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.

· Закон эквивалентов – вещества вступают в химические реакции в количествах,пропорциональных их эквивалентам.

Эквивалент – условные частицы вещества в целое число раз меньшие, чем

соответствующие им формульные единицы.

ZB – эквивалентное число (число эквивалентности)

Закон эквивалентов: вещества взаимодействуют друг с другом в количествах,

пропорциональных их эквивалентам.

Э_оксида=М_оксида/(числа атомов элемента*валентность элемента)

Э_{кислоты}=М_{кислоты}/ основность кислоты

Э_{основани}я=М_{основания}/ кислотность основания

Э_соли=М_соли/(число атомов металла*валентность металла)

М – мольная масса соединения