Шпаргалка по "Химии"

ДОНОРНО-АКЦЕПТОРНЫЙ  МЕХАНИЗМ. Для образования этого  вида ковалентной связи оба электрона  предоставляет один из атомов —  донор. Второй из атомов, участвующий в образовании связи, называется акцептором. В образовавшейся молекуле формальный заряд донора увеличивается на единицу, а формальный заряд акцептора уменьшается на единицу.

Сигма (σ)-, пи (π)-связи  — приближенное описание видов ковалентных связей в молекулах различных соединений, σ-связь характеризуется тем, что плотность электронного облака максимальна вдоль оси, соединяющей ядра атомов.

 

11)Свойства ионной  связи.

1.Ненаправленность.

Электрические заряды ионов  обусловливают их притяжение и отталкивание и в целом определяют стехиометрический состав соединения. Ионы можно представить как заряженные шары, силовые поля которых равномерно распределяются во всех направлениях в пространстве. Поэтому каждый ион может притягивать к себе ионы противоположного знака в любом направлении.

2.Ненасыщаемость.

Понятно, что взаимодействие друг с другом двух ионов противоположного Знака не может привести к полной взаимной компенсации их силовых  полей. В силу этого у них сохраняется  способность притягивать ионы противоположного знака и по другим направлениям.

3.Координационные числа.

Вследствие ненаправленности и ненасыщаемости ионной связи энергетически  наиболее выгодно, когда каждый ион  окружен максимальным числом ионов  противоположного знака. Однако из-за отталкивания одноименных ионов друг от друга устойчивость системы достигается лишь при определенной взаимной координации ионов.

 

12)Свойства металлической  связи.

Зонная теория твёрдого тела - квантовомеханическая теория движения электронов в твёрдом теле.

В различных веществах, а также в различных формах одного и того же вещества, энергетические зоны располагаются по-разному. По взаимному  расположению этих зон вещества делят  на три большие группы:

-ПРОВОДНИКИ - зона проводимости  и валентная зона перекрываются, образуя одну зону, называемую зоной проводимости, таким образом, электрон может свободно перемещаться между ними, получив любую допустимо малую энергию. Таким образом, при приложении к твердому телу разности потенциалов, электроны смогут свободно двигаться из точки с меньшим потенциалом в точку с большим, образуя электрический ток. К проводникам относят все металлы.

-ДИЭЛЕКТРИКИ - зоны  не перекрываются и расстояние  между ними составляет более  4эВ. Таким образом, для того, чтобы  перевести электрон из валентной зоны в зону проводимости требуется значительная энергия, поэтому диэлектрики ток практически не проводят.

-ПОЛУПРОВОДНИКИ - зоны  не перекрываются и расстояние  между ними составляет менее  4эВ. Для того, чтобы перевести  электрон из валентной зоны в зону проводимости требуется энергия меньшая, чем для диэлектрика, поэтому чистые (собственные, нелегированные) полупроводники слабо пропускают ток.

 

13)Водородная связь.

ПРИРОДА ВОДОРОДНОЙ СВЯЗИ.

Возникновение водородной связи можно в первом приближении объяснить действием электростатических сил. Атом с большой электроотрицательностью, например, фтор в молекуле HF смещает на себя электронное облако, приобретая значительный эффективный отрицательный заряд, а ядро атома водорода (протон) почти лишается электронного облака и приобретает эффективный положительный заряд. Между протоном атома водорода и отрицательно заряженным атомом фтора соседней молекулы возникает электростатическое притяжение, что и приводит к образованию водородной связи.

СВОЙСТВА ВОДОРОДНОЙ СВЯЗИ.

Энергия водородной связи  значительно меньше энергии обычной  ковалентной связи (не превышает 40 кДж/моль). Однако этой энергии достаточно, чтобы  вызвать ассоциацию молекул, то есть их объединение в димеры или полимеры. Именно ассоциация молекул служит причиной аномально высоких температур плавления и кипения таких веществ, как фтороводород, вода, аммиак. Водородная связь в значительной мере определяет свойства и таких биологически важных веществ, как белки и нуклеиновые кислоты.

Ван-дер-ваальсовы силы - силы межмолекулярного взаимодействия с энергией 0,8 - 8,16 кДж/моль. Этим термином первоначально обозначались все такие силы, но сейчас он обычно применяется к силам, возникающим при поляризации молекул и образовании диполей.

 

14)Термодина́мика - наука о наиболее общих свойствах макроскопических физических систем, находящихся в состоянии термодинамического равновесия и о процессах перехода между этими состояниями.

Термодинамическая система - это любая область пространства, ограниченная действительными или воображаемыми границами (контрольной поверхностью), выбранными для анализа её внутренних термодинамических параметров.

Вну́тренняя эне́ргия тела (обозначается как E или U) - полная энергия  этого тела за вычетом кинетической энергии тела как целого и потенциальной энергии тела во внешнем поле сил. Следовательно, внутренняя энергия складывается из кинетической энергии хаотического движения молекул, потенциальной энергии взаимодействия между ними и внутримолекулярной энергии.

Энтальпи́я, также тепловая функция и теплосодержание - термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных давления, энтропии и числа частиц.

Первый закон термодинамики:

Изменение ΔU внутренней энергии неизолированной термодинамической системы равно разности между количеством теплоты Q, переданной системе, и работой A, совершенной системой над внешними телами.ΔU = Q – A.

Под стандартной энтальпией образования понимают тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ, его составляющих, находящихся в устойчивых стандартных состояниях. Обозначается ΔH с ноликом и с буковкой f.

 

15) Термохи́мия - раздел химической термодинамики, в задачу которой входит определение и изучение тепловых эффектов реакций, а также установление их взаимосвязей с различными физико-химическими параметрами.

В основе термохимических расчётов лежит закон Гесса.

Тепловой эффект (∆Н) химической реакции (при постоянных Р и Т) не зависит от пути её протекания, а зависит от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции.

Следствия из закона Гесса:

-Тепловые эффекты прямой и обратной реакций равны по величине и противоположны по знаку.

-Тепловой эффект химической реакции (∆Н) равен разности между суммой энтальпий образования продуктов реакции и суммой энтальпий образования исходных веществ, взятых с учётом коэффициентов в уравнении реакции(то есть помноженные на них).

Энтропию измеряют в  Дж/К, а для одного моля – в Дж/(моль×К). По смыслу энтропия является мерой неупорядоченности системы. Так, для одного и того же вещества она имеет наибольшее значение в газообразном состоянии и наименьшее – в твердом, а для разных веществ в одном и том же агрегатном состоянии определяется сложностью структуры молекул Более сложным молекулам отвечает более высокая энтропия в одном и том же агрегатном состоянии. Например, вода H₂O (ж) имеет меньшую энтропию, чем перекись водорода H₂O₂ (ж). Любая система имеет тенденцию к самопроизвольному росту энтропии (DS>0). Эти два фактора учитываются в уравнении изобарно-изотермического потенциала: G=H–TS , где  T – абсолютная температура.

Величина G называется также энергией Гиббса является одним из важнейших термодинамических потенциалов. При постоянных температуре и давлении Условия с постоянными давлением и температурой называются изобарно-изотермическими, что определило название этого потенциала. изменение энергии Гиббса в процессе определяет возможность его самопроизвольного протекания: DG=DH–TDS/

 

17) Скорость химической реакции — изменение количества вещества одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства. Скорость химической реакции — величина всегда положительная, поэтому, если она определяется по исходному веществу (концентрация которого убывает в процессе реакции), то полученное значение домножается на −1. Скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна концентрациям реагентов, возведенным в некоторые степени.

Закон действующих масс устанавливает соотношение между массами реагирующих веществ в химических реакциях при равновесии. Согласно этому закону скорость, с которой вещества реагируют друг с другом, зависит от их концентрации. Закон действующих масс используют при различных расчетах химических процессов.

 

18) Влияние температуры на количество столкновений молекул может быть показано с помощью модели. В первом приближении влияние температуры на скорость реакций определяется правилом Вант-Гоффа (сформулировано Я. Х. Вант-Гоффом на основании экспериментального изучения множества реакций): В интервале температур от 0оС до 100оС при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза.

С.Аррениус рассчитал  долю активных (т.е. приводящих к реакции) соударений реагирующих частиц a, зависящую от температуры: - a = exp(-E/RT). и вывел уравнение Аррениуса для константы скорости реакции:

, где  и E зависят от природы реагентов. Е - это энергия, которую надо придать молекулам, чтобы они вступили во взаимодействие, называемая энергией активации.

Теория активированного  комплекса (ТАК)

Качественная модель последовательных бимолекулярных соударений. Квазиравновесный режим образования бимолекулярных комплексов. Фигуративная точка. Адиабатические потенциалы и потенциальные поверхности. Общий подход при условии стандартизации концентраций.

Энергия активации в химии и  биологии — минимальное количество энергии, которую требуется сообщить системе (в химии выражается в джоулях на моль), чтобы произошла реакция.

 

19) Ката́лиз - явление изменения скорости химической или биохимической реакции в присутствии веществ (катализаторов или ингибиторов), которые многократно вступают в промежуточные взаимодействия и восстанавливаются после цикла реакций. Катализатор изменяет механизм реакции на энергетически более выгодный, то есть снижает энергию активации. Катализатор образует с молекулой одного из реагентов промежуточное соединение, в котором ослаблены химические связи. Это облегчает его реакцию со вторым реагентом. Важно отметить, что катализаторы ускоряют обратимые реакции, как в прямом, так и в обратном направлениях.

Катализ бывает гомогенным и гетерогенным (контактным). В гомогенном катализе катализатор состоит в той  же фазе, что и реактивы реакции, в то время, как гетерогенные катализаторы отличаются фазой.

 

20) Обратимые реакции — химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях (прямом и обратном), например: 3H2 + N2 ⇆ 2NH3.

Направление обратимых реакций зависит от концентраций веществ — участников реакции. Так в приведённой реакции, при малой концентрации аммиака в газовой смеси и больших концентрациях азота и водорода происходит образование аммиака; напротив, при большой концентрации аммиака он разлагается, реакция идёт в обратном направлении. По завершении обратимой реакции, т. е. при достижении химического равновесия, система содержит как исходные вещества, так и продукты реакции.

 

Простая (одностадийная) обратимая  реакция состоит из двух происходящих одновременно элементарных реакций, которые отличаются одна от другой лишь направлением химического превращения. Направление доступной непосредственному наблюдению итоговой реакции определяется тем, какая из этих взаимно-обратных реакций имеет большую скорость. Например, простая реакция N2O4 ⇆ 2NO2 складывается из элементарных реакций N2O4 ⇆ 2NO2 и 2NO2 ⇆ N2O4

Для обратимости сложной (многостадийной) реакции, например уже упоминавшейся  реакции синтеза аммиака, необходимо, чтобы были обратимы все составляющие её стадии.

 

Принцип Ле Шателье — Брауна (1884 г.) — если на систему, находящуюся  в равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-нибудь из условий (температура, давление, концентрация), то равновесие смещается таким образом, чтобы  компенсировать изменение.

В каждой обратимой реакции одно из направлений отвечает экзотермическому процессу, а другое — эндотермическому. N2 + 3H2 ⇄ 2NH3 + Q

Прямая реакция — экзотермическая, а обратная реакция — эндотермическая.

Влияние изменения температуры  на положение химического равновесия подчиняется следующим правилам: При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении  эндотермической реакции, при понижении  температуры — в направлении  экзотермической реакции.

Во всех реакциях с  участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объема за счет изменения  количества вещества при переходе от исходных веществ к продуктам, на положение равновесия влияет давление в системе.

Влияние давления на положение равновесия подчиняется следующим правилам: При повышении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ (исходных или продуктов) с меньшим объемом; при понижении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ с большим объемом: N2 + 3H2 ↔ 2NH3

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

Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется  следующим правилам:

При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования  продуктов реакции;

При повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования  исходных веществ.

 

21) Растворами называются гомогенные системы переменного состава, в которых растворенное вещество находится в виде атомов, ионов или молекул, равномерно окруженных атомами, ионами или молекулами растворителя.

Любой раствор состоит  по меньшей мере из двух веществ, одно из которых считается растворителем, а другое - растворенным веществом. Растворителем считается компонент, агрегатное состояние которого такое же, как и агрегатное состояние раствора. Растворителем считается компонент, находящийся в растворе в большем количестве.