Водородная. Химическая связь образованная положительно поляризованным водородом молекулы A-H и отрицательным атомом B другой или той-же молекулы.
Вандервальсовы взаимодействия.
Диполь-дипольное взаимодействие. Молекулы ориентируются таким образом, что положительная сторона одного диполя была ориентирована к отрицательной стороне другого.
Индукционное взаимодействие. Диполи могут воздействовать на неполярные молекулы, превращая их в индуцированные диполи. Между постоянными и наведёнными диполями возникает притяжение. Энергия зависит от поляризуемости и увеличивается с увеличением размера молекулы.
Энергия вандервальсова взаимодействия. Eв = a/lв6 + b/lв12
a и b – постоянные.
Энергия связи(Eсв). Кол-во энергии, выделяющейся при образовании химической связи, называется энергией химической связи[кДж/моль]. Для многоатомных соединений принимают среднее её значение. Чем больше Eсв тем устойчивее молекула.
Длина связи(lсв). Расстояние между ядрами в соединении. Чем больше длина связи – тем меньше энергия связи.
Метод валентных связей.
А) химическая связь между двумя атомами возникает как результат перекрытия АО с образованием электронных пар.
Б) атомы вступающие в химическую связь, обмениваются между собой электронами, которые образуют связывающие пары. Энергия обмена электронами между атомами(энергия притяжения атомов) вносит основной вклад в энергию химической связи. Дополнительный вклад в энергию связи дают кулоновские силы взаимодействия частиц.
В) в соответствии с принципом Паули химическая связь образуется лишь при взаимодействии электронов с разными спинами.
Г)характеристики химической связи(энергия, длина, полярность) определяются типом перекрывающихся АО.
Метод валентных связей. Ковалентная связь направлена в сторону максимального перекрывания АО реагирующих атомов.
Валентность. Способность атома присоединять или замещать определённое число других атомов с образованием химических связей.
При переходе в возбуждённое состояние, один из спаренных электронов переходит в свободную орбиталь той же оболочки.
Донорно-акцепторный механизм: образуется общая электронная пара за счёт неподелённой пары электронов одного атома и вакантной орбитали другого атома.
Метод молекулярных орбиталей. Электроны в молекуле распределены по МО, которые подобно АО характеризуются определённой энергией и формой. МО охватывают всю молекулу. Молекула рассматривается как единая система.
1. Число МО равно общему числу АО, из которых комбинируется МО.
2. Энергия одних МО оказывается выше, других – ниже энергии исходных АО. Средняя энергия МО, полученная из набора АО, приблизительно совпадает с средней энергией этих АО.
3. Электроны заполняют МО, как и АО, в порядке возрастания энергии, при это соблюдается принцип запрета Паули и правило Гунда.
4. Наиболее эффективно комбинируются АО с теми АО которые характеризуются сопоставимыми энергиями и соответствующей симметрией.
5. Как и в методе ВС, прочность связи в методе МО пропорциональна степени перекрывания атомных орбиталей.
Порядок и энергия связи. Порядок связи n=(Nсв-Nр)/2. Nсв – число e на связывающих молекулярных орбиталях, Nр – число e на разрыхляющих молекулярных орбиталях.
Если Nсв = Nр, то n=0 и молекула не образуется. С увеличением n в однотипных молекулах растёт энергия связи. В отличии от метода АО, в методе МО допускается, что связь может быть образована одним электроном.
Комплексные соеденения. Сложные соединения у которых имеются ковалентные связи, образованные по донорно акцепторному механизму
Назвние начинается с названия отрицательного лиганда, с прибавлением буквы «о», затем приводятся нейтральные молекулы и центральный атом, с указанием римской цифрой его степени окисления. H2O(аква), NH3(амин), CO(карбонил), NO(нитрозил). Число лигандов обозначается приставками ди-, три-, тетра-, пенто- и др. или бис- трис тетракис- пентакис- гексакис- для комплексов у которых в названии уже используется приставки ди- три-… [Zn(NH3)2Cl]Cl – хлорид хлордиаминцинка.
Химические системы. Системой называется совокупность находящихся во взаимодействии веществ или частиц, мысленно или фактически обособленая от окружающей среды.
Давление. 1атм. = 760мм. рт. ст. 1атм. = 101325 Па. 105 Па В газовых смесях давления равно сумме парциальных давлений газов, если бы они были одни. Pсм = Spi
p=p/pст
Концентрация. Отношение количества или массы вещества, содержащегося в системе, к объему или массе этой системы.
Молярная концентрация вещества. В, cв - отношение кол-ва вещества(в молях) содержащегося в системе к обьёму этой системы. Единица измерения моль/м3 или моль/л.
Молярная доля вещества. В, xв – отношение кол-ва вещества данного компонента (в молях), содержащегося в системе, к обьщему количеству вещества(в молях)Измеряется в %.
Объемная доля вещества. В, jв – отношение обьёма компонента, содержащегося в системе, к обьёму системы.
Массовая доля вещества. В, wв - отношение мыссы данного компонента, содержащегося в системе, к обьщей массе этой системы.
Предельно допустимая концентрация(ПДК).
PV=nRT
n – число молей газа.
NA = 6.022*1023
R=8.31 Дж/(моль*К)
VA=22.4 л.
r0=M/VA
n=m/M
Давление паров. p=Aexp(-B/RT), A и B – константы.
Изобарический p=const
Изохорический V=const
Изотермический T=const
U – внутренняя энергия
H – энтальпия
S – энтропия
G – энергия Гиббса
F – энергия Гельмгольца
Работа A=pDV(p=const)+A’
H=U+pV
H характеризует систему при постоянном давлении
Тепловой эффект химической реакции. Изменение энергии системы при протекании в ней химической реакции при условии, что система не совершает никакой другой работы.
При постоянном давлении – это DH – энтальпия реакции. В стандартных условиях DH0
Если теплота выделяется то DH<0, реакция экзотермическая. Если DH>0 то реакция эндотермическая, теплота поглощается.
Термохимические уравнения. Раздел химим, из-учающий тепловые эффекты химических реакций и фазовых превращений, получил название термохимии.
Уравнения процессов, в которых указаны тепловые эффекты, называются термохимическими.
Энтальпия(теплота) образования(DH). Тепловой эффект образования 1 моль вещества из простых веществ, устойчивых при 298Ки давлении 100кПа. Энтальпия простых веществ при н.у. принята равной нулю.
Закон Гесса. Тепловой эффект реакции зависит от природы и состояния исходных вещест и конечных продуктов, но не зависит от пути реакции, т.е. от числа и характера промежуточных стадий.
Энтальпия химической реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учётом стехиометрических коэффициентов.
Т.к. энтальпия реакции возникает вследствие разрушения одних связей и образования других, то по известным значениям энергий, можно определить энтальпию, и наоборот.
Q=[Cc+(mCв)] DT
Cc – теплоёмкость сосуда калориметра.
Cв – удельная теплоёмкость реагирующей смеси и или воды
m – масса реагирующей смеси или воды.
Энтропия. Мера неупорядоченности состояния системы. W – число микросостояний системы, термодинамическая вероятность. S = RlnW. В отличии от других термодинамических функций, можно определить не только изменение, но и абсолютное значение. При абсолютном нуле энтропия идеального кристалла равна нулю(третий закон термодинамики). Энтропия растёт по мере повышения температуры.
Второй закон термодинамики для изолированных систем. В изолированных системах самопроизвольно идут только такие процессы, которые сопровождаются увеличением энтропии.
Энергия Гиббса. – критерий самопроизвольного протекания реакции.(для изобарно-изотермических процессов).
DG = DH - TDS
DG = DGкон - DGнач
DG = - RTlnKравн
DG = -zFDE
DG = sS, s - удельная поверхностная энергия.
Если DG<0 то реакция может протекать самопроизвольно.
Константа химического равновесия(только газы). Kравн = [L]l[M]m/[D]d[B]b
Кр=Кравн(RT) Dn
Kр = exp(-DH/(RT)+ DS/R)
Принцип Ле Шателье. Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в таком направлении, которое ослабляет внешнее воздействие.
Скорость химической реакции равна изменению количества вещества в единицу времени в единице реакционного пространства. Гомогенная реакция протекает в одной фазе. Гетерогенные реакции протекают на границе раздела фаз. [моль*м-3/с] не учитывая газы.
Vср = -Dc/Dt
Vмг = ±dc/dt
Vпр=Kпр*[A]a[B]b
Vобр=Kобр*[С]с[В]d
Порядок реакции. Суммы порядков реакции по реагентам.
K = Dlnc/Dt
Правило Ван-Гоффа. V2 = V1×gDT/ 10
Уравнение Аррениуса. K = K0e(-Ea/RT), K – константа скорости реакции, K0 – предэкспотенциальный множитель, e – это e. Ea – энергия активации.
Если при изменении температуры, концентрация реагентов остаётся постоянной то:
V = V0exp[-Ea/(RT)]
Ea/(2,3RT)=Dlgk/D(1/T)
Энергия активации. Энергия необходимая для перехода вещества в состояние активированного комплекса.
Молекулярность реакции. Число молекул реагента, принимающих участие в простейшей (элементарной) стадии, называется её молекулярностью.
Фотохимические реакции. E = hn=hc/l
Идеальным раствором называют раствор, в котором не происходит химической реакции между компонентами, а силы межмолекулярного взаимодействия между компонентами одинаковы.
Закон Рауля. Температура кипения раствора выше температуры кипения растворителя.
DTкип=KэCm
Температура кристализации раствора ниже температуры кристализации чистого растворителя.
DTзам=KкCm
Осмотическое давление. pV=nRT p=nRT/V p=cRT
p - осмотическое давление. С – молярная концентрация раствора.
Активность.
a=gс g - коэффициент активности.
Закон распределения. При постоянной температуре соотношение равновесных концентраций между несмешивающимися жидкостями(фазами) является величиной постоянной, независит от ближнего кол-ва компонентов. Kрас=CA/CB
CA и CB –молярные концентрации вещества в жидкостях. Kрас – коэффициент распределения.
Степень диссоциации(a). Отношение числа молекул, диссоциированных на ионы, к обьщему числу молекул растворённого электролита.
Изменение энтальпии и энтропии при растворении.
Растворение рассматривается как совокупность физических химических явлений, выделяя при этом три основных процесса:
А)разрушение химических и межмолекулярных связей в растворяющих газах, жидкостях или твёрдых телах(в том числе и связей в кристалле) требующих затраты энергии. Энтальпия системы при этом растёт.
Б) химическое взаимодействие растворителя с растворяющимся веществом, вызванное образованием новых соединений – сольватов или гидратов – и сопровождающееся выделением энергии. Энтальпия уменьшается.
В)Самопроизвольное перемешивание раствора или равномерное распределение сольватов(гидратов) в растворителе, связаное с диффузией и требующее затраты энергии. Энтальпия растёт.
Растворимость. Раствор в котором устанавливается равновесие между растворением и образованием(осаждением) вещества называется насыщенным, а концентрация такого раствора – растворимостью Ср.
Закон Генри. Растворимость газов в жидкости пропорциональна их парциальному давлению над жидкостью.
_______
g±= n+mÖgm+ngn-m
pH=-lg aH+
Буферные растворы. Растворы, pH которых относительно мало меняется при добавлении в них небольших количеств кислоты или основания.
Произведение растворимости(ПР). Произведение активности ионов электролита, содержащегося в его насыщенном растворе при данной температуре, есть величина постоянная.
ПР=(nCрgАm+)n(mCрgBn-)m
Гидролизом солей называют реакции обмена между водой и растворёнными в ней солями.
Степень гидролиза b. Сгидр концентрация гидролизованных молекул. С – исходная концентрация растворённых молекул.
b= Сгидр/С
Законы Фарадея.
1) количество вещества, испытавшего электрохимические превращения на электроде, прямо пропорционально количеству прошедшего электричества.
2) Массы прореагировавших на электродах веществ при постоянном количестве электричества относятся друг к другу как молярные массы их эквивалентов.
F=96500Кл(А*с)
E=-[DG/(nF)] n – число молей эквивалентов.
i=I/S Плотность тока.
j = j0+(0.059/n)*lnCM
m = MэIt/
Дата добавления: 2015-02-16; просмотров: 75 | Поможем написать вашу работу | Нарушение авторских прав |