Химия (1 семестр)

Химический элемент – совокупность одинаковых атомов (с одинаковым зарядом ядра).

Атом – мельчайшая частица вещества, обладающая определенными химическими и физическими свойствами. Атомы объединяются в молекулы.

Уравнение Планка: E = h • , где E – энергия кванта энергии электрона; h – коэфф. пропорц, постоянная Планка = 6,6 • 10^-34Дж;  - частота обращения электрона вокруг ядра.

Уравнение Луи де Бройля:  = h / m • , где  - длина волны вращ. электрона, h – постоянная планка, m – масса,  - скорость электр.

Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов, у которых все квантовые числа были бы одинаковыми.

Квантовые числа:

n – главное квантовое число, характ. размеры электр. облака;

l – орбитальное кв. число, характ. энергию подуровней и форму;

m – магнитное квантовое число;

s – спиновое (вращательное) квантовое число.

Орбиталь – совокупность положения электронов в атоме, характеризуемые всеми квантовыми числами (n, l, m, s).

Правило Гунда: электроны одного энергетического подуровня заполняют орбитали таким образом, чтобы значение спинового числа s было максимальным.

Признаки химической связи:

• Уменьшается общая энергия двух или многоатомной системы по сравнению с суммарной энергией составляющих ее изолированных частиц.

• При образовании химической связи всегда происходит перераспределение электронных плотностей, а не их суммарное наложение.

Химическая связь возникает благодаря электростатическому взаимодействию электрических полей, создаваемых ядрами и электронами атомов.

Типы химических связей: ковалентная, ионная, металлическая.

Ковалентная связь – связь, образованная посредством обобщения одной или нескольких электронных пар, взаимодействующих атомов. Связь универсальна (между одинаковыми и разными атомами). Реализуется в веществах с разным агрегатным состоянием. Свойства связи:

• насыщаемость – способность связи образовывать только ограниченное количество связей;

• направленность – электронное облако каждого атома обладает определенной пространственной ориентацией;

• полярность – при образовании связи пара электронов может быть в большей или меньшей степени смещена в сторону одного из атома. Это смещение приводит к возникновению у атомов «-» или «+» зарядов. Атом, к которому это облако смещено, заряжается отрицательно и наоборот.

Неполярная ковалентная связь возникает между одинаковыми атомами, облако на одинаковом расстоянии от атомов.

Полярная ковалентная связь возникает между различными атомами, различающимися по величине электроотрицательности.

Ионная связь – связь между ионами – заряженными частицами, в которые превращаются атомы в результате отдачи или присоединения электронов. Ионная связь – частный случай ковалентной связи. Вещества, образованные из ионов, называются ионными соединениями. Ионная связь возникает как между простыми, так и между сложными ионами. Обладает свойствами: насыщаемостью, направленностью.

Энергия, необходимая для удаления электрона от свободного атома металла, называется энергией ионизации.

Энергия, выделяемая в результате присоединения атомом электрона, называется его сродством к электрону.

Пример: между атомом кислорода и всеми атомами металла всегда образуется ионная связь.

Металлическая связь – связь, образующаяся при взаимодействии атомов, имеющих избыток свободных валентных орбиталей по отношению к числу валентных электронов.

Свойства металлов практически общие:

• высокая электропроводность и теплопроводность;

• тягучесть;

• ковкость.

Кристаллическая решетка – структурная часть металла. Имеются:

• объемно-центрированная кубическая решетка (щелочные металлы);

• гранецентрированная кубическая решетка (медь, серебро, золото);

• гексагональная решетка (магний, железо, цинк).

Таких решеток у металла может быть значительное количество, поэтому структура любого металла является поликристаллической.

Водородная связь – связь, обусловленная более эффективными межмолекулярными силами. Единственный электрон атома водорода обуславливает возможность образования им только одной ковалентной связи. Однако, если эта связь сильно полярна, то атом водорода приобретает некоторый положительный заряд. Это позволяет электронам другого атома приблизиться к протону и образовать водородную связь. Образование водородной связи обусловлено спецификой водорода как элемента, состоящего из протона и электрона.

Тепловые эффекты химических реакций:

Реакции, протекающие с выделением теплоты, называются экзотермическими (реакции соединения). Реакции, протекающие с поглощением теплоты, называются эндотермические (реакции разложения).

Объектом изучения термодинамики является система.

Система – совокупность взаимодействующих тел, мысленно изолированных от окружающей среды.

Гомогенная система – система, состоящая из одной фазы.

Гетерогенная система – система, состоящая из двух и более фаз.

Фаза – часть системы, ограниченная от других частей поверхностью раздела и обладающая во всех точках одинаковым составом и свойствами.

Равновесная система – состояние системы, при котором не изменяются параметры. По состоянию этих параметров имеются:

• изобарические процессы (P = const);

• изохорические процессы (V = const);

• изотермические процессы (T = const);

• адиабатические процессы (Q = const).

Химическая термодинамика позволяет прогнозировать получение тех или иных веществ по той или иной реакции.

Первый термохимический закон: тепловой эффект прямой реакции равен по абсолютному значению и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции.

Теплота образования – тепловой эффект реакции образования одного моля химического соединения из простых веществ, устойчивых при данных условиях.

Второй термохимический закон (закон Гесса): тепловой эффект химической реакции не зависит от пути ее протекания и определяется только начальным и конечным состоянием системы.

Следствие закона Гесса: тепловой эффект реакции равен разности суммы теплот образования продуктов реакции и суммы теплот образования продуктов реакции и суммы теплот образования исходных веществ. Математически выглядит: q = q_прод. - q_исход.

Практическое значение в том, что закон позволяет определить теплоту образования вещества расчетным путем, у которого не удается определить экспериментальным путем.

Энергия Гиббса в изобарно-термических условиях G позволяет определить возможность самостоятельного участия реакции. Если G < 0, реакция возможна. G реакции определяется выражением:

G = G_{продукта} – G_{исх. вещества}

Для расчета изменения энергии Гиббса берется стандартное изменение этой величины для всех веществ. В расчетах изменения энергии реакции изменение этой величины принято считать = 0.

Закон действующих масс: Скорость простой гомогенной химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Химическая кинетика и равновесие:

Скорость гомогенной реакции – изменение количества вещества в единицу времени (моль/л). Протекает равномерно во всем объеме реакционной смеси.

Скорость гетерогенной реакции – изменение количества вещества на единице поверхности раздела фаз (моль/см²). Протекает только на поверхности раздела фаз. Выделяют следующие типы реакции:

• газ – жидкость (аммиак с водой);

• жидкость – жидкость (нитрование бензола);

• газ – твердое (окисление металла кислородом);

• твердое – твердое (реакции оксидов).

Скорость реакции _ср = c /  зависит от следующих факторов:

• природы веществ;

• концентрации веществ;

• температуры реакции;

• наличия катализатора.

Зависимость скорости реакции от концентрации веществ:

 = k • C_A • C_B, где k – коэфф. пропорциональности

Зависимость реакции от температуры (уравнение Вант-Гоффа):

 - температурный коэффициент, показывающий, во сколько раз возрастает скорость реакции при повышении температуры на 10С. При повышении температуры на 10 скорость реакции возрастает в 2-4 раза.

Уравнение Аррениуса:

K – константа скорости реакции;

A – множитель;

E_a – энергия активации реакции.

Существуют два вида катализа:

Гомогенный катализ – процесс, при котором реагенты, продукты и катализатор составляют одну фазу (газовую или жидкую). В этом случае отсутствует поверхность раздела между катализатором и реагентами.

Гетерогенный катализ – процесс, при котором катализаторы (обычно твердые вещества) находятся в ином фазовом состоянии, чем реагенты и продукты реакции. Реакция развивается на поверхности твердого тела, которая всегда имеет много дефектов. Молекулы реагентов легко взаимодействуют с этими электронами и удерживаются на поверхности катализатора. Каталитическая активность тем лучше, чем лучше реагенты адсорбируются на его поверхности, и чем слабее продукты реакции удерживаются ею.

Химическое равновесие – состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.

Константа химического равновесия – отношение констант скоростей прямой и обратной реакций.

k₁ [A]^a [B]^b = k₂ [C]^c [D]^d

K_р = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b

Влияние изменения температуры (принцип Ле Шателье): при повышении температуры ускоряются как прямая, так и обратная реакции, но в разной степени. Как правило, эндотермический процесс ускоряется в большей степени, чем экзотермический. При понижении температуры в системе из двух реакций быстрее протекает экзотермическая. Следовательно, для выяснения влияния температуры на химическое равновесие необходимо знать знак и значение теплового эффекта реакции. Чем больше тепловой эффект реакции, тем сильнее влияние температуры.

Фазовое равновесие – гетерогенное равновесие, связанное с переходом вещества из одной фазы в другую без изменения химического состава вещества.

H₂O_{твердое} > H₂O_жидкое > H₂O_{газообразное}

Правило Гиббса:

С + Ф = К + n

С – число степеней свободы в системе, которые можно изменять;

Ф – число параметров;

К – число компонентов в системе;

n – число внешний параметров.

По числу степеней свободы системы делятся на 3 типа:

• инвариантные – в которых без изменения числа фаз нельзя менять ни один внешний параметр (С = 0);

• моновариантные – в которых без изменения числа фаз можно изменять какой-либо один параметр, или температуру или давление;

• бивариантные – в которых без изменения числа фаз можно изменять два внешних параметра одновременно и температуру и давление.

Водородный показатель (pH) определяет кислотность растворов.

pH = - lg a_H+

Если активность ионов водорода равна активности гидроксильных ионов, то образуется молекула воды.

Если a_H+ > a_OH- , pH < 7 - кислая реакция.

Если a_H+ < a_OH- , pH > 7 - щелочная реакция.

Кислотность (щелочность) растворов имеет большое значение на практике, т.к. вода используется в теплоэнергетике и в других производствах, всегда подвергается тщательному контролю на величину pH. Измеряют специальными pH-метрами.

Осмос – направленное самопроизвольное перемещение молекул растворителя через мембрану. Любой осмотический процесс сопровождается возникновением осмотического давления (P) из-за разности давления растворителя и раствора.

Зависит от ряда параметров, сформулированных Вант-Гоффом:

P = C • R • T, где С – концентрация.

Осмотическое давление определяется осмометром. Оно играет огромную роль в жизни живых организмов.

Активность – величина, используемая для уточнения и перенесения всех закономерностей для идеальных растворов на реальный раствор. Она учитывает все взаимодействия, происходящие в реальных растворах. С концентрацией она связана отношением: a =  • c, где

 - коэффициент активности;

с – концентрация.

Коэффициент активности зависит от концентрации веществ, их природы, температуры протекания реакции.

Правило ионной силы: в разбавленных растворах ионы одинаковой зарядности независимо от их природы имеют одинаковые коэффициенты активности при одинаковой ионной силе раствора (J).

J = ½  (C_i Z_i²)

Ионная сила равна полусумме произведений концентраций на квадрат заряда всех ионов, находящихся в растворе. Правило ионной силы позволяет рассчитать коэффициент активности отдельных ионов в разбавленных растворах.

Слабые и сильные электролиты: по способности растворенного вещества распадаться на ионы электролиты делятся на слабые (H₃BO₄, H₂S, HCN) и сильные (HCl, H₂SO_4, NaOH).

Степень диссоциации – число, показывающее, какая часть молекул электролита находится в растворе в виде ионов (). Для сильных электролитов  = 1. Для слабых  < 1.

HCOOH  H⁺ + COOH^-

K_p = C_H+ • C_COOH- / C_HCOOH = К_д – константа диссоциации

Константа зависит от природы веществ, температуры и не зависит от концентрации. Чем больше К_д, тем выше проводимость раствора. Количественная связь между степенью диссоциации и К_д устанавливается законом Освальда: т.к. каждая молекула распадается на два иона, концентрация которых одинакова, то в числителе записи С • С:

Кд = С • С / С (1 - ) = с •  / 1

Сильные электролиты: все взаимодействия между ионами в растворах сильных электролитов отражаются правилами ионных атмосфер:

• в растворах электролитов ионы окружены ионами обоих знаков, образующих вокруг него сферу, в которой преимуществом обладают ионы противоположных знаков;

• заряд центрального иона равен заряду всех его ионов окружающей сферы;

• центральный ион сам является ионом атмосферы другого центра иона;

• в растворе центральный ион и ионная сфера являются динамичными, т.е. в растворе постоянно происходит изменение в построении ионной сферы.

Электролитическая диссоциация – процесс распада молекул или кристаллов растворяемого вещества на ионы под влиянием молекул растворителя.

Процесс диссоциации является обратимым, для него константу равновесия можно записать в следующем виде:

Кр = C_H+ • C_OH- / C_H2O = Kд

Для процесса диссоциации константа равновесия называется константой диссоциацией. Концентрацию воды можно определить так: C_H2O = 1000 гр / 18 = 55,5 моль/л.

Константа диссоциации для воды равна: Кд = 1 • 10^-18.

Ионное произведение воды зависит от температуры и величина 1/10¹⁴ отвечает 20С.

Изменение термодинамических характеристик (энтропии S и энтальпии H) при растворении в воде газообразных, жидких и твердых веществ.

Это изменение для указанных веществ различно. В газообразных и жидких веществах между молекулами имеются достаточно большие расстояния, что ослабляет взаимодействие между молекулами, особенно в газообразных веществах. Как в газообразных, так и в жидких веществах отсутствует жесткая структура, поэтому энергия связи между молекулами не велика. В связи с этим, при растворении этих веществ наблюдается незначительное выделение энергии и уменьшение энтропии. Т.е. при растворении газообразных и жидких веществ беспорядок построения молекул в них становится меньше. S < 0.

Изменение термодинамических характеристик (энтропии S и энтальпии H) при растворении в воде кристаллических веществ.

Процесс растворения любого твердого вещества состоит из трех стадий:

• ослабляются связи между молекулами твердого вещества, затрачивается немного энергии, H > 0, S > 0;

• взаимодействие частиц твердого тела с полярными молекулами воды (образование сульфатов при воде или гидратов – не вода), незначительно увеличивается энергия H < 0, S > 0;

• самопроизвольное перемешивание образующихся сульфатов и гидратов по всему раствору за счет теплового и броуновского движения, затрачивается энергия H < 0, S < 0.

Суммарно при растворении твердых веществ H > 0, S > 0.

Дисперсные системы (коллоидные растворы) – гетерогенные системы, состоящие из двух и более фаз, между которыми имеются поверхности раздела.

Классифицируются по:

• величине частиц дисперсной фазы;

• агрегатному состоянию вещества дисперсной фазы и дисперсной среды.

Дисперсная фаза – вещество, находящееся в раздробленном состоянии и в меньшем количестве.

Дисперсная среда – вещество, в котором распределено вещество дисперсной фазы.

Во всех дисп. системах частицы дисп. фазы представляют собой агрегаты, состоящие из огромного числа молекул. Имеют сложное строение. Основой является агрегат, на его поверхности адсорби-руется n-количество ионов. Из дисп. среды образуется ядро.

Метод валентных связей используется для объяснения ковалентной связи, а именно:

• объясняет способность взаимодействующих атомов только к ограниченному числу ковалентных связей;

• объясняет направленность ковалентной связи;

• объясняет структуру и свойства большинства молекул.

Однако:

• не объясняет образование молекул с прочной химической связью с непарным числом электронов;

• не объясняет существование прочных радикалов, содержащих неспаренные электроны;

• не объясняет упрочнение химической связи при отрыве электронов от некоторых молекул;

• не объясняет наличие парамагнитных свойств у некоторых молекул.

Метод молекулярных орбиталей исходит из предположения о том, что состояние электронов в молекуле можно представить как совокупность орбиталей, каждой из которых соответствует конкретное значение всех квантовых чисел. Основные положения:

• каждый электрон в молекуле находится на определенном энергетическом уровне с конкретным значением квант. чисел;

• каждому энергетическому уровню отвечает молекулярная орбиталь или волновая функция ;

• функция  имеет тот же смысл, что и атомная волновая функция, т.е. наиболее вероятно нахождение электрона в объеме молекулы;

• заполнение энергетических уровней электронами происходит в порядке возрастания энергии уровней от низшего.

• общее число молек. орбиталей равно числу атомн. орбиталей.