Краткие ответы к экзамену (Анисимова) - Форум
[МОиТКПСМИиК ]
[ Новые сообщения · Участники · Правила форума · Поиск · RSS ]
Страница 1 из 11
Форум » 1 курс » Химия » Краткие ответы к экзамену (Анисимова)
Краткие ответы к экзамену (Анисимова)
Dmitry_O-SДата: Пятница, 13.06.2008, 12:24 | Сообщение # 1
Модератор :)
Группа: Модераторы
Сообщений: 254
Статус: Offline
3.1.1
Каждое превращение из одного состояния в другое сопровождается изменением – выделение или поглощение энергии за счет образования связей или разрыва их.

Энтальпия. Конечное состояние системы, рассчитывается при постоянном давлении и температуре. Стандартная энтальпия рассчитывается при температуре 298 градусов К. Энтальпия простых веществ = 0. Закон Лапласа – Энтальпия образования = энтальпии разложения вещества, взятой с обратным знаком. Закон Гесса – энтальпия системы зависит от состояния, вида и формы исходных и конечных веществ, но не зависит от пути перехода (следствие – тепловой эффект ХР может быть вычислен как разность алгебраической суммы продуктов и исходных веществ).

Энтропия. Функция, которая оценивает не упорядоченность в системе. Показывает насколько велико движение в системе. Энтропия увеличивается в том случае, когда ослабевают связи, разрушаются кристаллы, переход из твердого состояния в жидкое или газообразное. Подчиняется закону Гесса.

Энергия Гиббса. Функция, показывающая возможность самопроизвольного протекания реакции и направленность реакции. Функция объединяет энтальпийный и энтропийный факторы. Если температура уменьшается – эндотермическая реакция и связи упрочняются, т.к. энтропия меньше 0. Рассчитывается как разность энтропии химической реакции и произведения температуры на энтропию химической реакции. Чтобы реакция протекала самопроизвольно, нужно чтобы энергия Гиббса была не равна 0.

3.1.2
На скорость химической реакции влияют такие факторы, как природа, концентрация, температура, давление, катализаторы. Различают Однородные(гомогенные) и не однородные(гетерогенные). В гомогенных все вещества находятся в одном состоянии.

Закон действующих масс для скорости реакции – nA + mB + pF → D; Vp = K * CAn * CBm * CFp. Скорость элементов ХР пропорциональна концентрации реагирующих веществ в степени стехиометрических коофициентов. К – кооф пропорциональности.

Скорость в гетерогенных. Выражение скорости не включает твердую фазу.
Для того чтобы регулировать скорость определяют самую медленную стадию (лимитирующую).

Влияние температуры. С увеличением температуры – увеличивается скорость движения молекул и увеличивается скорость реакции. Увеличение скорости определяется эмпирическим правилом Вант Гоффа – увеличение скорости реакции происходит при увеличении температуры, на каждые 10о – в 2 или 4 раза (V2/V1 = γ (t2-t1)/10; γ – темпирический кооф реакции 2-4).

Влияние давления. При увеличении давления уменьшается объем и увеличивается концентрация → скорость реакции увеличивается в число раз = произведению удвоенных концентраций в системе стехиометрических кооф.

Влияние катализаторов. Катализатор – вещество, увеличивающее скорость ХР, само при этом остается неизменным.

3.1.3
Необратимые – реакции в которых исходные вещества расходуются полностью. Обратимые – вещества не расходуются полностью. Может протекать в прямом и обратном направлении в одних и тех же условиях.

Химическое равновесие – состояние, в котором скорость прямой реакции = скорости обратной.

Константу равновесия сложных реакций можно записать как отношение продуктов к исходным. В гетерогенных системах не учитывается концентрация твердой фазы.

Глубина протекания ХР – насколько полно расходуются исходные вещества. Если Кр на много больше 1, то глубина протекания реакции максимальна и преобладает прямая реакция. Если Кр намного меньше 1, то преобладает обратная реакция.

Ле Шателье – в изолированной системе состояние ХР может сохраняться как угодно долго. Если изменить внешние условия – концентрация, температура, давление, то ХР сместиться. Смещение ХР происходит при воздействии из вне на изолированную систему, при этом в большей степени усиливается то направление реакции, которое приводит к ослаблению эффекта данного воздействия.

Влияние концентрации. При увеличении концентрации исходных веществ – равновесие смещается в сторону прямой реакции, при увеличении концентрации продуктов в сторону обратной.

Влияние температуры. При увеличении температуры равновесие смещается в сторону реакции идущей с поглощением тепла.

Влияние давления. Изменение давления не смещает равновесие в тех газовых системах, в которых не изменяется число молей реагирующих веществ. При увеличении давления – равновесие смещается в сторону реакции, идущей с образованием меньшего числа молей газообразных веществ.

Влияние катализаторов. Катализаторы в равной степени увеличивают скорость прямой и обратной реакции, поэтому ХР не смещается, лишь ускоряет момент наступления равновесия.

3.2.1
Строение атома. Согласно модели, предложенной в 1903 г. Дж. Дж. Томсоном, атом состоит из положительного заряда, равномерно распределенного по всему объему атома, и электронов, колеблющихся внутри этого заряда.

Произвольной не может быть и форма электронного облака. Она определяется орбитальным квантовым числом l которое может принимать целочисленное значение от 0 до (n-1), где n – главное квантовое число.

Возможные энергетические состояния электрона в атоме определяется величиной главного квантового числа n, которое может принимать значения – 1,2,3… Главное квантовое число определяет размеры электронного облака.

Принцип Паули. В атоме не может быть 2х электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковыми.

Правило Хунда. Устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарное спина атома максимально.

Энергию ионизации можно определить путем бомбардировки атомов электронами, ускоренными в электрическом поле. То наименьшее напряжение поля, при котором скорость электронов становится достаточной для ионизации атомов, называется потенциалом ионизации атомов данного элемента и выражается в вольтах.

Оксиды. Не солеобразующие (N2O, NO, CO, OF2), кислотные, амфотерные, основные. Физические свойства: 1. все основные оксиды твердые; 2. Все кислотные – газообразные, за исключением кремния; 3. Амфотерные – твердые. Химические свойства: 1. В воде растворяются основные оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов (Li, Na, K, Rb, Ca, Sr, Ba, Mg); 2. кислотные реагируют с водой, кроме Si; 3. Амфотерные в воде не растворяются; 4. Кислотные взаимодействуют с основными и основаниями; 5. Основные взаимодействуют с кислотными оксидами и кислотами; 6. Амфотерные – как с кислотами так и со щелочами.

Гидроксиды – это класс сложных веществ, образованных прямым или косвенным соединением воды с оксидами. Химические свойства: 1. Основания взаимодействуют с кислотными оксидами и кислотами; 2. Кислоты взаимодействуют с основными оксидами и основаниями; 3. Кислоты взаимодействуют с металлами; 4. Амфотерные взаимодействуют и с кислотами и со щелочами.

Соли – продукты замещения ионов водорода в кислоте, на катион металла или катион аммония. Получение кислых солей и перевод их в средние: 1. при взаимодействии щелочи с кислотой с избытком кислоты; 2. при взаимодействии основания с избытком кислотного оксида; 3. при взаимодействии средней соли с кислотой. Чтобы перевести кислую соль в среднюю – нужно подействовать щелочью. Получение: 1. образуются при избытке основания; 2. взаимодействие средней соли и недостаток основания. Перевод основных солей в средние -добавить кислоты.

3.3.1
Электролиты – вещества, растворы и расплавы которых проводят ток.

Закон разбавления Освальда. Исходя из закона можно утверждать, что с понижением концентрации – степень диссоциации увеличивается. α = √Kg/C.

Степень диссоциации. Степенью диссоциации электролита называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе (Аррениус).

Величина концентрации зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от концентрации раствора.

3.3.2
Ионные реакции – это реакции в растворах электролитов, не сопровождающиеся смещением степеней окисления атомов эл-ов (обменные реакции).

Условия протекании ионных реакций – образование осадка, газа, слабого электролита.

3.3.3
Гидролиз – взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с сотавными частями воды.

Ионное произведение воды - const, которая зависит только от температуры.

От соотношения концентрации H и OH среды называют нейтральными, кислыми и щелочными H*OH=10-14, pH = -lg[H+]…

Индикаторы – вещества, которые меняют окраску в зависимости от pH среды. Это слабые органические кислоты или основания, у которых молекула и ион имеют разную окраску.

Гидролиз солей – реакция обменного взаимодействия, результате которого происходит смещение равновесия воды, изменение кислотности среды и образуются слабые электролиты.
Случаи гидролиза солей: 1. Соль образованная катионом сильного основания и анионом сильного (нет гидролиза) 2. сильн + слаб 3. слаб +сильн 4. слаб + слаб 5. совместный гидролиз.

Факторы определяющие степень гидролиза: 1. от природы соли ( чем более слабое образование, тем выше степень); 2. от температуры ( чем больше Т, тем выше степень); 3. от концентрации ( чем меньше С, тем больше степень).

3.4
ОВР – реакции, в которых происходит изменение степени окисления реагирующих веществ.

Частица, которая отдает электроны – восстановитель. Которая принимает – окислитель.

В кислой среде каждый избыточный ион водорода связывается с 2Н, справа – вода. Каждый недостающий ион кислорода вводится одной молекулой воды.

В нейтральной среде каждый недостающий ион кислорода дополняется водой. Избыточный тоже водой и получается 2ОН.

В щелочной среде каждый недостающий вводится 2ОН, справа вода. Избыточный связывается с молекулой воды, справа 2ОН.

3.5.1
Общие свойства металлов: 1. высокая электропроводность; 2. пластичность; 3. кристаллическое состояние; 4. металлический блеск.

Химические свойства металлов: все металлы восстановители. Диагональ от Бора до Астата – металлы под ней.

Φ – электродный потенциал – это разность зарядов между поверхностью металла и растворителя. Зависит от природы металла, природы растворителя, концентрации растворителя, pH раствора, Т.

Стандартные потенциалы – металл опущен в раствор собственной соли, концентрация ионов металла = 1 моль/л, рН раствора = 0, С ионов водорода = 1 моль/л, Т = 298 К.

3.5.2
Считая потенциал ох в кислой среде равным 0, выбираем в качестве red металл стоящий ближе к началу ряда.

Чтобы определить восстановитель в щелочной среде, необходимо пользоваться таблицей с учетом щелочной среды.

Взаимодействие металлов с кислотами и окислителями. H2SO4разбав + Me = MeSO4, H2O, H2; H2SO4концентр + Me = 1. активные до Mn - H2S, MeS 2. средние Mn-Cu – S 3. неактивные Сu-Au – SO2.
HNO3концентр + Ме = MeNO3, H2O, NO3; HNO3разбав + Me = 1. NH3, NH4, NO3 2. N2, N2O 3. NO

3.5.3
Коррозия металлов – процесс разрушения Ме под действием определенной среды.

Химическая коррозия. 1. Газовая – в горячих сухих газах. 2. Жидкостная – в растворах не электролитов (лаки, нефть). Протекает в 1 стадию, не происходит переноса электронов через фазу металла.

Электрохимическая коррозия. Протекает в растворах и растворах электролитов. 2 стадии окисления и восстановления, которые разделены пространственно. При электрохимической коррозии процесс протекает в 2 этапа, окисляется не тот атом, который взаимодействует с окислителем, а соединителем, имеющий меньший потенциал. Передача электронов осуществляется через фазу Ме. При образовании гальвано пары происходит ускоренная коррозия процесса.

Защита – применение химически стойких сплавов (хром, никель), защита поверхности покрытиями, обработка коррозийной среды (хроматы и дихроматы переводят металл в пассивное состояние), электрохимические методы (протекторы и катодная защита).


Где мало слов, там вес они имеют.
© Шекспир
 
Форум » 1 курс » Химия » Краткие ответы к экзамену (Анисимова)
Страница 1 из 11
Поиск: