Химия. Билеты 1-26. Теоретическая часть. Вопрос 1.

1. Межмолекулярное взаимодействие. Между электрически нейтральными молекулами или атомами. Учет межмолекулярных сил необходим для объяснения свойств реальных газов и жидкостей.

   1. Нековалентная связь( силы Ван-дер-Ваальса)

Силы Ван-дер-Ваальса — сила межмолекулярного взаимодействия — электростатические силы взаимодействия соседних молекул без переноса электронов.

В-д-Ваальсовые взаимодействия состоят из трех типов:

• Ориентационные силы, диполь-дипольное притяжение. Осуществляется между молекулами, являющимися постоянными диполями. Примером может служить HCl в жидком и твердом состоянии. Энергия такого взаимодействия обратно пропорциональна кубу расстояния между диполями.

• Дисперсионное притяжение (лондоновские силы). Взаимодействием между мгновенным и наведенным диполем. Энергия такого взаимодействия обратно пропорциональна шестой степени расстояния между диполями.

• Индукционное притяжение. Взаимодействие между постоянным диполем и наведенным (индуцированным). Энергия такого взаимодействия обратно пропорциональна шестой степени расстояния между диполями (молекулы с разными зарядами на концах).

1. Водородная связь — форма объединения между электроотрицательным атомом и атомом Н, связанным ковалентно с другим электроотрицательным атомом (N, O, F).

1. Закон Гесса: тепловой эффект реакции при постоянном давлении или объеме зависит только от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути перехода.

Тепловой эффект реакции — количество теплоты, которое выделяется или поглощается при условии, что процесс не совершает работы, кроме работы по изменению объема, а также температура продуктов равна температуре исходных веществ. =>

1. термодинамические ур-я можно +, -, *, / на целые и дробные числа и писать р-цию в обратном направлении, соблюдая знак р-ции (как с алгебраическими ур-ями).

2. 

Стандартной энтальпией образования называется изобарный тепловой эффект реакции получения одного моля сложного вещества из простых веществ, взятых в их наиболее устойчивой форме при стандартных условиях (T=298К, p=1 атм., С=1 моль/л). Энтальпия образования простых веществ в их устойчивом состоянии при стандартных условиях принимается равной 0.

3. Комплексные соединения.

Комплексные соединения – сложные соединения, у которых имеются ковалентные связи, образованные по донорно-акцепторному механизму.

Комплексообразователь – центральный атом, нейтральный атом или ион. d и f металлы.

Лиганды – анионы (F‾, Cl‾, SO4І‾), нейтральные молекулы имеющие неподеленные электронные пары. Если лиганд занимает одно место около центра, т.е. обладает одной общей парой, то он называется монодентатным (NH3, Cl‾, SO4І‾,Н2О). Бидентатный лиганд может занимать и одно место (SO4І‾,СО3І‾). Полидентатный – 3...8 донорных атомов.

Координационное число – число мест вокруг комплексообразователя, занятых лигандами.

Поведение КС в водном р-ре: диссоциирует:

1. Как сильный электролит → на внутр. и внешн. сферы

2. Как слабый электролит → внутр. сфера

Диссоциация внутр. сферы – процесс равновесный и характеризуется Кр или Кн. Чем меньше Кн, тем прочнее комплекс.

4. Кд. З-н Оствальда: степень диссоциации слабых электролитов обратно пропорциональна квадратному корню из значения концентрации раствора.

Раствор-это многокомпонентная гомогенная система переменного состава.

Классификация растворов:

По агрегатному состоянию: газообразные (равновесная смесь газов), твердые (внедренные частицы растворенного вещества в узлах кристаллической решетки), жидкие.

По природе растворителя: водные, неводные (H2SO4, NH4OH,…).

По состоянию растворенного вещества в данном растворителе: неэлектролиты, электролиты (сильные и слабые).

По концентрации: предельно разбавленные (С<10-4 мол/л), разбавленные (10-4<С<10-2 мол/л), концентрированные (10-2<С<1 мол/л), насыщенные (растворенное вещество и нерастворенный избыток находятся в равновесии).

Для характеристики кислотности (щелочности) среды введен специальный параметр – водородный показатель среды pH, определяемый как взятый с обратным знаком десятичный логарифм активности ионов водорода в растворе: pH=-lgС_H⁺. По аналогии с pH вводится и pOH=-lgС_OH^-. Водородный показатель определяет характер раствора. При 295К среда нейтральна при pH=7. При росте температуры pH нейтральной среды возрастает.

При растворении в воде молекулы электролитов диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные ионы.

Диссоциация – обратимый процесс. Как правило он не протекает до конца и в системе устанавливается динамическое равновесие.

Ионы в водном растворе находятся в хаотическом движении.

Диссоциацию слабого электролита можно охарактеризовать константой равновесия, называемой константой диссоциации Кд.

5. Вода. Полимеры.

Вода́ (оксид водорода) — химическое вещество в виде прозрачной жидкости, не имеющей цвета (в малом объёме), запаха и вкуса (при нормальных условиях). Химическая формула: Н2O. В твёрдом состоянии называется льдом или снегом, а в газообразном — водяным паром. Около 71 % поверхности Земли покрыто водой (океаны, моря, озёра, реки, лёд).

Является хорошим сильнополярным растворителем. В природных условиях всегда содержит растворённые вещества (соли, газы).

Вода имеет ключевое значение в создании и поддержании жизни на Земле, в химическом строении живых организмов, в формировании климата и погоды.

Вода химически довольно активное вещество. Сильно полярные молекулы воды сольватируют ионы и молекулы, образуют гидраты и кристаллогидраты. Сольволиз, и в частности гидролиз, происходит в живой и неживой природе, и широко используется в химической промышленности.

Вода реагирует при комнатной температуре:

• с активными металлами (натрий, калий, кальций, барий и др.)

• с галогенами (фтором, хлором)

• с солями, образованными слабой кислотой и слабым основанием, вызывая их полный гидролиз

• с карбидами, нитридами, фосфидами, силицидами, гидридами активных металлов (кальция, натрия, лития и др.)

• со многими солями, образуя гидраты

Вода реагирует при нагревании:

• с железом, магнием

• с углем, метаном

Вода реагирует в присутствии катализатора:

• с ацетиленом и другими алкинами

• с алкенами

Полимеры— неорганические и органические, аморфные и кристаллические вещества, состоящие из «мономерных звеньев», соединённых в длинные макромолекулы химическими или координационными связями. Полимер — это высокомолекулярное соединение: количество мономерных звеньев в полимере (степень полимеризации) должно быть достаточно велико.

6. Электроотрицательность (ЭО) – способность атома притягивать или отталкивать электронные пары химической связи.

Виды хим. связей:

• Ковалентная (полярная, неполярная) – связь атомов за счет общей электронной пары с противоположными спинами.

• 0-0.4 – неполярная (электронная плотность пар симметрична между ядрами)

• 0.5-2 – полярная (эл. плотность смещается в сторону более ЭО-ного)

• >2 – ионная (валентные электроны полностью переходят между орбиталями атомов).

7. Структурная формула — это разновидность химической формулы, графически описывающая расположение и порядок связи атомов в соединении, выраженное на плоскости. Связи в структурных формулах обозначаются валентными черточками.

Энтропия – количественная мера беспорядка системы. Имеет статистический смысл и является характеристикой систем, состоящих из достаточно большого, но ограниченного числа частиц. Энтропия выражается через термодинамическую вероятность системы – числа микросостояний, соответствующих данному микросостоянию. Принято, что при абсолютном нуле энтропия идеального кристалла равна 0. Так же принято, что для гидротированного протона H+ абсолютное значение энтропии в водном растворе равно 0. Энтропия зависит от: от числа частиц в системе, от природы вещества, от агрегатного состояния. Для химических реакций изменение энтропии рассчитывается по абсолютным значениям энтропии компонентов. Для реакций, протекающих в водном растворе, расчет производится по краткой ионной формуле. Для газообразных веществ знак ∆S определяется по изменению объема. Если объем не изменяется, то знак определить нельзя. В изолированных системах возможны процессы, которые идут с увеличением энтропии. Это означает, что знак ∆S можно принять за критерий возможного самопроизвольного протекании реакции (только в изолированных системах!). В общем случае в открытых системах данный критерий применять нельзя.