Шпаргалка по Общей химии"

Если элемент Ме, то оксиды и  гидроксиды проявляют основные св-ва, неМе – кислотные св-ва.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

В свете современной теории строения атома периодический закон формулируется  так:

Свойства химических элементов, а  также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической  зависимости от величины заряда атомных  ядер.

Свойства элементов и их соединений периодически повторяются потому, что периодически повторяются электронные конфигурации атомов. В этом физический смысл периодического закона.

1.В периодической таблице элементы  пронумерованы. Порядковый номер  – заряд ядра атома, определяется числом протонов ядра, число электронов в атоме.

2.Нормер периода – номер внешнего энергетического уровня.

3.В главных подгруппах находятся  элементы с одинаковым числом  электронов на внешнем энергетическом  уровне.

Элементы разделяются на 4 семейства:

S, p, d и f. Элемент относится к тому или иному семейству в зависимости от того, какой подуровень заполняется электронами.

В гл.подгруппах – s-элементы (max 2 электрона)

В 6ти группах – p-элементы (гл.подгруппы III-VIII)

d-элементы – с 4ого периода.

f-элементы – лантаноиды и актиноиды.

 

 

 

Химическая связь и строение молекул. Типы кристаллических решёток.

Химической связью называют совокупность взаимодействий между электронами  и ядрами, приводящих к соединению атомов в молекулу. Результатом связывания атомов является образование более сложных структур – молекул, молекулярных ионов, а также ионных, атомных, молекулярных и металлических кристаллических решёток. Существование этих структур обусловлено различными типами химических связей.

Ковалентная связь – связь атомов с помощью общих электронных пар. Это наиболее общий тип химической связи. Ионная и металлическая связи могут рассматриваться как варианты сильнополярной ковалентной связи.

Существует два механизма образования  ковалентной связи.

Обменный механизм. Каждый атом вносит по одному электрону: А · + В· = А : В. Общая пара электронов обозначается чертой : А–В. Ковалентная связь образуется двумя электронами, которые принадлежат двум атомам и обладают противоположными спинами. Механизм образования ковалентной связи заключается в перекрывании электронных облаков. Связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются облака.

Ковалентные связи, при образовании  которых область перекрывания электронных  облаков находится на линии, соединяющей  ядра атомов, называется σ-связями.

 π-связи – это ковалентные  связи, при образовании которых область перекрывания электронных облаков находится по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов. Эти связи образуются, когда между двумя атомами возникают 2 или 3 общие электронные пары. Число общих электронных пар характеризует кратность связи.

H· + ·H → H··H, H–H,  H₂

O: + :O → O::O O=О, O₂

N N → N  N, N  N, N₂

Донорно-акцепторный механизм. При  образовании связи по этому механизму  один атом (донор) предоставляет неподелённую пару электронов, которая становится общей электронной парой между ним и другим атомом (акцептором).  Эта связь образуется в результате перекрывания орбитали с неподелённой электронной парой атома-донора и свободной орбитали  атома-акцептора:   А: + В  → А:В

Донорно-акцепторная связь не отличается по своим свойствам от ковалентной связи.

Если атом элемента образует ковалентные  связи и по обменному, и по донорно-акцепторному механизму, то его валентность определяется общим числом орбиталей на внешнем  энергетическом уровне.

Типы ковалентной связи:

Неполярная – образуется между  атомами с одинаковой электроотрицательностью. Общая электронная пара, которая  образует связь, в равной  степени  принадлежит обоим атомам и находится  на одинаковом расстоянии от ядер обоих атомов.

Полярная – связь с неравномерным  распределением электронной плотности  между взаимодействующими атомами. Образуется между атомами, которые  незначительно отличаются по электроотрицательности. Общая электронная пара, которая  образует свзяь, смещается к атому более электроотрицательного элемента.

Ионная связь – связь между  ионами, осуществляемая электростатическим притяжением между атомами с  большой разницей электроотрицательностей. Взаимодействуют ионы. Атому металлов отдают свои валентные электроны и превращаются в положительно заряженные ионы, а атомы неметаллов принимают электроны и превращаются в отрицательно заряженные ионы. Разноимённо заряженные ионы притягиваются, образуя ионные соединения. NaCl, CaF₂

Металлическая связь – связь  между положительно заряженными ионами металлов и свободными электронами в кристаллической решётке металлов. Эта связь обуславливает важнейшие физические свойства металлов.

Водородная связь – это особый вид связи, которая осуществляется при взаимодействии атома водорода гидроксильной или аминогруппы одной молекулы и атомами с высокой электроотрицательностью (O, N, F, Cl) другой молекулы. Взаимодействует атом водорода и атом резко отрицательного элемента из разных молекул. Это межмолекулярная водородная связь. Внутримолекулярные водородные связи существуют в молекулах белков, ДНК и др. за счёт электростатического взаимодействия происходит притяжение положительно заряженного атома водорода одной молекулы к более ЭО атому другой молекулы. При образовании водородной связи атом водорода находится между атомами с высокой ЭО; с одним из них он связан обычной ковалентной связью, а с другим – водородной.

Типы кристаллических решёток:

1.Молекулярная – в узлах молекулы; водородные связи и другие силы межмолекулярного взаимодействия; прочность связи слабая; малая твёрдость, низкая температура плавления, многие растворимы в воде; кислород, иод, углекислый газ, вода.

2.Ионная – в узлах ионы (катионы  и анионы); ионные связи; прочная;  твёрдые, тугоплавкие, многие  растворимы в воде, растворы и расплавы являются электролитами; соли, щелочи.

3.Атомная – в узлах атомы;  ковалентные связи; очень прочная;  тугоплавкие, очень твёрдые, практически  нерастворимы в воде; алмаз, кремний.

4.Металлическая – в узлах  атомы и катионы металлов; металлическая связь; различная прочность; металлический блеск, электропроводность, теплопроводность; металлы – простые вещества.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Основные закономерности протекания химических процессов.

Химическая термодинамика. Термодинамические функции: внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, свободная энергия. Первый и второй законы термодинамики. Закон Гесса. Термохимические расчёты. Направление протекания химических реакций.

 

Термодинамика изучает взаимные превращения  энергии в макроскопических системах.

Термодинамическая система – тело или группа тел, каким-то образом отделённых от окружающей среды и составляющих предмет термодинамического рассмотрения.

1.Открытая система (обменивается  с окр. Средой в-вом и энергией)

2.Закрытая система (обменивается  только энергией)

3.Изолированная система (не обменивается  ни в-вом, ни энергией) <- идеальная система.

Любую химическую систему можно  описать термодинамически (исходное и конечное состояние системы).

Функция состояния – это параметры  состояния системы, изменение которых в ходе процесса зависит только от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути перехода системы из начального в конечное состояние. Для описания энергетического состояния системы используют функцию состояния – внутреннюю энергию.

 Внутренняя энергия системы – совокупность всех видов энергии, присущих этой системе, за исключением потенциальной кинетической энергии системы как целого. Определить абсолютное значение внутренней энергии системы невозможно. В ходе любого реального процесса происходит изменение внутренней энергии ΔU вследствие теплообмена со средой и совершения системной работы.

При химических реакциях изменяется внутренняя энергия системы –  это причина теплового процесса.

Термодинамические законы.

Первое начало (закон) термодинамики: Всё тепло, подведённое к системе, расходуется на изменение внутренней энергии и совершение работы против окр. среды.

Q = ΔU + A ;     A = pΔV

Если закрытая термодинамическая  система совершает только работу расширения, т.е. не совершается полезная работа, тогда

Q = ΔU + pΔV

Сумма U + pV является функцией состояния, её называют энтальпией. Изменение энтальпии ΔH в результате протекания процесса может быть выражено уравнением: ΔH= ΔU + p ΔV.

1.V=const   (изохорные процессы) ΔV=0  т.е. ΔQ=ΔU

2.p=const  (изобарные процессы)     Q=ΔH

Поэтому энтальпия – функция  состояния системы, изменение которой  равно теплоте изобарного процесса; внутренняя энергия – функция  состояния системы, изменение которой  равно теплоте изохорного процесса.

 

Раздел термодинамики, изучающий изменение энтальпии при протекании химических процессов, называется термохимия. Основное понятие термохимии – тепловой эффект химической реакции.

Тепловой эффект химической реакции  – энергия, которая выделяется или  поглощается в ходе реакции, при постоянном давлении и температуре. (Т=const – изотермический процесс)

- экзотермический процесс  -Q      ΔН < 0

-эндотермический процесс +Q   ΔH > 0

В основе термохимии лежит закон  постоянства сумм теплот реакций, установленный  Г.Н. Гессом в 1840 г.

Основной закон термодинамики (закон Гесса):

Тепловой эффект реакции зависит  от начального и конечного состояния  системы и не зависит от пути проведения процесса.

1сл. Тепловые эффекты прямой  и обратной реакции равны по  величине и противоположны  по  знаку.

2сл. Тепловой эффект кругового процесса равен 0.

Теплота образования в-ва – это  тепловой эффект реакции образования 1 моля в-ва из простых в их устойчивом состоянии.

3сл. Тепловой эффект реакции  равен сумме теплот образования  конечных веществ за вычетом  теплот образования исходных веществ.

aA + bB = cC + dD

ΔH = (c ΔH_C + d ΔH_D) – (a ΔH_A + b ΔH_B)

 

Любой вид энергии (механической, электрической, химической) можно полностью превратить в тепловую; тепловую же энергию  полностью превратить в другой вид  энергии нельзя.

Второе начало (закон) термодинамики: 

Невозможен процесс, единственным результатом которого было бы превращение  теплоты в работу.

Таким образом, всегда будет существовать часть теплоты, которую система  не может превратить в полезную работу – её называют «связанной» энергией, т.е. ΔН = Е (свободная) + Е (связанная).

Функцию состояния, изменение которой  равно максимально полезной работе, совершаемой термодинамической  системой, называют свободной энергией, а в изобарном процессе (p=const) – энергией Гиббса ΔG (Дж): ΔG = - A_max

 

Термохимические расчёты.

При выполнении простейших расчётов по термохимическим уравнениям используют прямопропорциональную зависимость  между:

1.Массой одного из веществ  и количеством поглощаемой/выделяемой теплоты.

2.Объёмом одного из в-в и кол-вом поглощаемой/выделяемой теплоты.

2.Количеством (в молях) одного  из в-в и ко-вом поглощаемой/выделяемой теплоты.

Следует помнить, что в термохимических  уравнениях, коэффициенты указывают  не число молекул, а количество веществ (в молях)!

 

Направление протекания химических реакций.

Самопроизвольно протекают только экзотермические реакции! (ΔН < 0 энтальпия меньше нуля)

Движущая сила : система уменьшает  запас энергии.

Наиболее устойчивым состоянием любой  системы является состояние с  наименьшим запасом энергии.

Энтропия – количественно описывает  степень беспорядка в системе.

Напр. Газ расширяется – энтропия увеличивается.

Термодинамическая вероятность –  число микросостояний, которыми можно  реализовать данное макросостояние. S=KlnW    K=R/N

В изолированной системе самопроизвольно протекают только те процессы, которые связаны с увеличением энтропии.

1).Тенденция уменьшения запаса  энергии.

2).Тенденция увеличения беспорядка.

 ΔG = ΔН -T ΔS,      G – энергия Гипса; изобарно-изотермический потенциал; химическое сродство; свободная энергия.

Типы химических реакций:

1.Экзотермические реакции, идущие  с увеличением энтропии, ΔН < 0   ΔS > 0   ΔG < 0 – всегда!

2.Экзотермические реакции, идущие  с уменьшением энтропии, ΔH < 0  ΔS < 0

ΔG – в зависимости от | ΔH| > |T ΔS|

3.Эндотермические реакции, идущие с уменьшением энтропии. ΔH > 0   ΔS < 0   ΔG > 0 – всегда!

4.Эндотермические реакции, идущие с увеличением энтропии. ΔH > 0     ΔS > 0

ΔG – в зависимости от | ΔH| <|T ΔS|

Свободная энергия образования  вещества – изменение свободной энергии в реакциях образования одного моля в-ва из простых в-в; сумма свободных энергий образования конечных веществ, за вычетом свободных энергий образования исходных веществ.

Нет веществ с нулевой энтропией!

 

Химическая кинетика. Скорость химических реакций. Энергия активации, активные молекулы. Закон действующих масс, закон Ван-Гоффа, катализ.

Химическая кинетика изучает механизмы  процессов и закономерности их протекания во времени.

Скорость хим. реакции – это  изменение концентрации реагирующих веществ во времени.

aA + bB = cC + dD

 V = -  Δ{A}/ a Δt = - Δ{B}/ b Δt = Δ{C}/ c Δt = Δ{D}/ d Δt

В общем случае единица измерения  скорости гомогенной химической реакции  – моль/(л _х с)

Скорость зависит:

1.От природы веществ

2.От концентрации веществ

3.От температуры

4.От присутствия катализатора

Чем больше конц., тем больше скорость!