Главная страница | Контакты | Случайная страница Автомобили Астрономия Биология География Дом и сад Другие языки Другое Информатика История Культура Литература Логика Математика Медицина Металлургия Механика Образование Охрана труда Педагогика Политика Право Психология Религия Риторика Социология Спорт Строительство Технология Туризм Физика Философия Финансы Химия Черчение Экология Экономика Электроника

Начальник отдела образования

1. Эффективные заряды атомов в молекулах. Дипольный момент связи, дипольный момент молекулы. Дипольный момент молекулы и ее строение на примерах молекул Н2О и СО2.
Связь, образованная электронами, принадлежащими обоим атомам, называется ковалентной. Ковалентная неполярная возможна лишь между одинаковыми атомами.
А-е-->В А+↔В- (электростатическое притяжение)
Это ионная связь. Строго говоря, соединения с чисто ионной связью нет. Самый частый тип связи – полярная ковалентная. В этом случае общая электронная пара смещена к одному из атомов в соответствии с их электроотрицательностью. ЭО – это суммарная хар-ка способности атома отдавать и присоединять электроны. ЭО сами по себе не очень важны, важны ΔЭО. Чем больше ΔЭО, тем полярнее (и� �ннее) связь.
Смещение электронной плотности при образовании полярной ков. связи можно учесть, приписав атомам эффективные заряды в единицах заряда электрона (δ,+δ, -δ). Это условные величины, т.к. электрон нельзя «разделить» между атомами. Эффективные заряды определяют экспериментально и они позволяют представить полярную ковалентную связь комбинацией «чисто» ковалентной и «чисто» ионной связей.
Если связь «чисто» ковалентная, то δ=0, если ионная, то δ=+-1 (однократная), δ=+-2 (двухкратная связь) и т.п.
А для полярной ковалентной связи – промежуточные значения.
пример Н+0,2∙∙Cl-0,2 0,8*0+0,2*1 (80% ковалентной связи и 20% ионной). Так даже у CsF δ=+-0,99, значит «чисто» ионных соединений нет!
Дипольный момент связи (μ) А∙∙∙В равен произведению эффективного заряда на расстояние между ядрами атомов.
μ=δ∙d
Дипольный момент молекулы равен векторной сумме дипольных моментов связей с учетом неподеленных электронных пар. Единица μ – один Дебай (1Д)
1Д=3,3∙10-30Кл*м
Обычно μ трудно предсказать, т.к. δ и d изменяются противоположно
HF HCl HBr падение δ (μпадает)
CsF CsCl CsBr рост d (μрастет)
Что важно – чем симметричнее молекула, тем меньше ее μ, например

μ=0

2. Протонная теория кислот и оснований. Самодиссоциация растворителей, константа автопротолиза, нивелирующие и дифференцирующие растворители.
· Протонная теория объясняет кислотные и оснoвные свойства веществ происходящими между ними процессами протолиза - обмена протонами. Это значит, что одно вещество (HA) в функции кислоты (донора протонов) вступает в кислотно-оснoвное взаимодействие с другим веществом B--, выполняющим функции основания (акцептора протонов):
HA + B-- A-- + HB
Продукты реакции - новое осн ование A-- и новая кислота HB (сопряженные с реагентами HA и B-- соответственно) также вступают в кислотно-основное взаимодействие между собой. Это делает реакцию обратимой и приводит всю систему в состояние протолитического равновесия.
· Жидкие протонсодержащие растворители вступают в обратимую реакцию автопротолиза. Например, для воды:
H2O + H2O OH-- + H3O+ < BR>Состояние равновесия в этом случае характеризуется ионным произведением воды KB:
KB = [OH--] х [H3O+] = const = f(T)
При 25 оС KB = 1. 10--14 и [OH--] = [H3O+] = 1. 10--7 моль/л
· Содержание катионов оксония [H3O+] и гидроксид-ионов [OH--] удобно выражать через водородный показатель рН и гидроксидный показатель рОН:
рН = --lg [H3O+] и pOH = --lg [OH--]
При 25 оС в чистой воде рН = 7 и рОН = 7; рН + рОН = 14 = const = f(T).
· Растворенные в воде вещества могут выполнять по отношению к ней функции кислоты или основания. Такие вещества называют протолитами в водном растворе. Если протолит HA (молекула или ион) -- кислота, то обратимая реакция прото лиза имеет вид:
HA + H2O A-- + H3O+ (1)
а состояние протолитического равновесия (1) характеризуется константой кислотности KK:
KK = [A--] х [H3O+] / [HA] = f(T)
Значение KK определяет силу данной кислоты НА в водном растворе. Условно кислоты со значением KK менее 1. 10--1 называют слабыми, а со значением KK более 1. 10--1 -- сильными.
Если протолит A-- (молекула или ион) -- основание, то обратимая реакция протолиза имеет вид:
A-- + H2O HA + OH-- (2)
а состо яние протолитического равновесия (2) характеризуется константой основности KO:
KO = {[HA] х [OH--]} / [A--] = f(T)
Значение KO определяет силу данного основания А-- в водном растворе. Условно основания со значением KО менее 1. 10--1 называют слабыми, а со значением KО более 1. 10--1 - сильными.
· Для каждой сопряженной пары кислота HA/основание A- (Кт/Ос) значения KK и KO в водном растворе связаны соотношением: KK х KO = KB = const = f(T). Это соотношение справедливо и может быть использовано для практических расчетов только в области разбавленных (от 0,0005 до 0,1 моль/л) водных растворов. В водных растворах с концентрацией более 0,1 моль/л ионное произведение воды KB начинает зависеть от количества растворенного вещества.
С разбавлением растворов ра� �новесия протолитических реакций (1) и (2) существенно сдвигаются вправо.
· При известной аналитической концентрации протолита co можно рассчитать его степень протолиза a в данном растворе. Например, для кислоты HA используется формула:
aHA = [H3O+] / co
В области разбавленных водных растворов значение KK для равновесия (1) связано со значениями aHA уравнением закона разбавления Оствальда:
KK = a2HA х co / (1 - aHA)
· В водных растворах протолитов-кислот среда кислотная. Это значит, что [H3O+] > [OH--] и при 25 оС [H3O+] больше 1. 10--7 моль/л; водородный показатель рН для такого раствора меньше семи.
В водных растворах протолитов-оснований среда щелочная. Это значит, что [OH--] > [H3O+] и при 25 оС [OH--] больше 1. 10--7 моль/л; гидроксидный показатель р ОН для такого раствора меньше семи, а водородный показатель рН для такого раствора больше семи. В водных растворах веществ-непротолитов среда нейтральная. Как и в чистой воде: при 25 оС [H3O+] = [OH--] = 1. 10--7 моль/л, а рН = рОН = 7. На практике водные растворы со средой, близкой к нейтральной, могут иметь рН от 6 до 8.
Нижняя и верхняя границы измерения рН водных растворов отвечают значениям рН = 1 и рН = 13 (рОН = 1), поскольку при рН < 1 и рН > 13 растворы протолитов перестают быть разбавленными. Наоборот, в предельно разбавленных растворах протолитов (при их бесконечно малой концентрации) значение рН стремится к семи и определяется автопротолизом самой воды.
Очень часто неводные растворители по их влиянию на относительную силу кислот, оснований и солей и по их способности изменять силу электролитов делят на два класса: дифференцирующие и нивелирующие
НИВЕЛИРУЮЩЕЕ ДЕЙСТВИЕ РАСТВОРИТЕЛЕЙ
Исследуя диссоциацию солей в разных растворителях, Вальден установил, что в ряде растворителей (в том числе и в различающихся значениями диэлектрической проницаемости) многие соли одинаково хорошо диссоциируют.
На основании этого, например, гидроксилсодержащие растворители с различными диэлектрическими проницаемостями (НОН, СН3ОН, С2Н5ОН, С3Н7ОН и т. д.), в которых соли примерно одинаково диссоциированы, Вальден назвал нивелирующими, т. е. сглаживающими различия в силе электролитов. Типичным нивелирующим растворителем в отношении солей является вода. Как известно, почти все соли в воде независимо от их природы —сильные электролиты. Между тем в ряде растворителей с одинаковой диэлектрической проницаемостью степени диссоциации одних и тех же солей сильно различаются.
Как было указано выше, одним из главных факторов, влияющих на поведение растворенного вещества в растворе (например, СН3СООН), способного проявлять различную степень диссоциации в разных растворителях, и даже диссоциировать по разному типу (как кислота, основание), является химическая природа растворителя, а не только его диэлектрическая прони­цаемость. В полярных растворителях, проявляющих преимущественно основной характер, наиболее сильной кислотой является ион лиония растворителя (Н3О
+, NH4+, C2H5OH+ 2 и т. д.). Сила кислот в таких растворителях нивелируется. Верхний предел силы кислоты определяется силой иона лиония данного растворителя.
Согласно Рантчу чем слабее основные свойства растворителя, тем меньшее число кислот превращается в ионы лиония и тем меньшее число кислот нивелируется в среде таких растворителей.
В полярных растворителях, проявляющих преимущественно кислотный характер, наиболее сильными основаниями являются ионы лиата растворителя (ОН--, СН3СОО--, С2Н5О--, NH2-- и т. д.). Сила оснований в таких растворителях уравнивается. Верхний предел силы основания определяется силой иона лиата.
Одно из важнейших свойств, обусловливающих нивелирующее действие растворителей в отношении определенных классов соединений, является степень кислотности, или основности данного растворителя.

Некоторые важные выводы.
1. Нивелирующий эффект объясняется специфическим взаимодействием растворенного вещества с растворителем и обусловлен собственной кислотностью или основностью растворителя (ио� �ов лиония и лиата), а также химической природой растворенного вещества и растворителя.
2. Наиболее эффективные нивелирующие растворители для кислот характеризуются сильноосновными свойствами. В отношении кислот наоборот.
Как показывают исследования неводных растворов, нивелирующий эффект растворителя связан не только с химической природой, но и с физическими к физико-химическими свойствами растворителя, с его структурой.
ДИФФЕРЕНЦИРУЮЩЕЕ ДЕЙСТВИЕ РАСТВОРИТЕЛЕЙ
Помимо рассмотренного выше нивелирующего действия растворители оказывают и противоположное (дифференцирующее) действие в отношении растворенных в них веществ. В среде дифференцирующих растворителей наблюдается резкое различие в силе электролитов даже в тех случаях, когда в водных растворах его не было.
Такие растворители называют дифференцирующими растворителями.
По Рантчу, чем слабее основные (кислотные) свойства растворителя, тем слабее нивелирующее их действие в отношении кислот (оснований) и тем сильнее их дифференцирующее действие. Растворители, проявляющие слабые основные (кислотные) свойства, оказывают дифференцирующее действие на силу кислот (оснований). Дифференцирующее действие таких слабоосновных растворителей распространяется и на сильные и на слабые кислоты. При этом в
дифференцирующих растворителях соотношения в силе электролитов различных природных групп иные, чем в воде. Изменение соотношения силы слабых и сильных кислот увеличивается в десятки, сотни и тысячи раз.
Обычно дифференцирующие растворители не являются ярко выраженными донорами или акцепторами протонов
Влияние растворителей на силу электролитов зависит от индивидуальных свойств самих электролитов, а также от физико-химических свойств растворителей.
Для объяснения дифференцирующего эффекта растворителей данных о химической природе растворителя часто недостаточно. Например, протогенный растворитель СН3СООН оказывает дифференцирующее действие в отношении сильных кислот, а муравьиная кислота, отличающаяся более резко выраженным протогенным характером по сравнению с уксусной кислотой, не оказывает, вопреки ожиданиям, заметно дифференцирующего эффекта в отношении сильных кислот, которые дифференцируются СН3СООН.
Наиболее типичным случаем дифференцирующего действия растворителей является взаимодействие растворенных веществ, принадлежащих к разным химическим группам, с растворителями разных классов, например, при переходе от воды к ацетону, от спиртов к ацетоннитрилу и т. д.

3. Произведение растворимости как константа равновесия растворения и диссоциации малорастворимого соединения. Связь ПР с растворимостью.
KtnAm(k)↔ KtnAm↔ nKtm++mAn-
насыщ.р-р насыщ.р-р
В водных растворах все малорастворимые электролиты не ассоциированы. Другими словами, средняя стадия написанного равновесия отсутствует.
KtnAm(k) ↔ nKtm++mAn-
Соответствующая константа равновесия с учетом того, что концентрация индивидульаного кристаллического в-ва равна единице, принимает вид:
Kравн=[Ktm+]n∙[An-]m= произведение растворимости (ПР)
Таким образом, произведение растворимости (ПР) есть константа равновесия растворения и диссоциации малорастворимого электролита. Оно численно равно произведению кон� �ентраций(активностей) ионов в степенях стехиометрических коэффициентов в насыщенном водном растворе данного малорастворимого электролита.
[Ktm+]= nP; [An-]=mP
ПР = [Ktm+]n∙[An-]m = (nP)ⁿ(mP)^m
Если ПК>ПР – выпадет осадок, ПК<ПР -осадок растворится, ПК=ПР -установится равновесие.
ПК=[Ktm+]n∙[An-]m. ПК – произведение концентраций.

4. Энергия Гиббса, энтальпия; их физический смысл. Связь между энергией Гиббса и энтальпией. Что такое энтальпийный и энтропийный фактор?

Начальник отдела образования

администрации Благодарненского

муниципального района Ставропольского края В.В. Панферов

Ильченко М.С.,

(86549)5-20-17

МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ

ПО ПОДГОТОВКЕ К КОНКУРСНЫМ ИСПЫТАНИЯМ

РАЙОННОГО КОНКУРСА ПЕДАГОГИЧЕСКОГО МАСТЕРСТВА «СОЗВЕЗДИЕ – 2015» НОМИНАЦИЯ «УЧИТЕЛЬ ГОДА - 2015»

Конкурсы «Учитель года» последних лет проходят под девизом «У ЧИТЬ УЧИТЬСЯ», а также под единой тематикой поиска и внедрения новых средств и способов педагогической деятельности по реализации новых Федеральных государственных образовательных стандартов, каждый раз они незабываемы и по-своему неповторимы. Основной целью данного мероприятия является выявление, поддержка и поощрение творчески работающих педагогов, повышение престижа учительского труда, распространение инновационного педагогического опыта лучших учителей нашего города.