1. Атомно-молекулярное учение. Основные законы: закон сохранения массы, кратных отношений, постоянства состава, эквивалентов.

В 1903 году Томсон предложил модель атомов из электронов, а в 1911 году Резерфорд предложил планетарное (ядерное), атом состоит из положительного ядра, а по окружности вращаются электроны; Заряд атома = нулю.

Согласно представлениям М. В. Ломоносова все вещества состоят из мельчайших частичек (дискретность веществ), различающиеся на 2 вида: атомы и молекулы ( молекула наименьшая частица вещества, обладающая его свойствами),. Частицы находятся в постоянном движении.

Закон сохранения массы.

Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции. (Установил М. В. Ломоносов в 1748, французкий учёный подтвердил в 1788).

Закон постоянства состава

Соотношения между массами элементов, входящих в состав данного соединения постоянны и не зависят от способа получения соединения.

Закон эквивалентов

Вещества, взаимодействующие друг с другом в количестве вещества пропорциональны их эквивалентам.

Эквивалент элемента – такое его количество, которое соединится с 1-м молем атомов водорода или заместит тоже самое количество атомов водорода в химических реакциях.

2. Строение атома. Электрон и его характеристики (гл. квантовое число, орбитальное, магнитное).

В 1911 году Резерфорд предложил планетарное (ядерное), атом состоит из положительного ядра, а по окружности вращаются электроны; Заряд атома = нулю

Вращающийся электрон обладает энергией, которая меняется скачками (т. е. дискретна). Уровни энергии электрона определяется набором квантовых чисел.

Главное квантовое число (n)

Определяет энергию электрона и размеры электронных облаков (N число от 1 до ∞ и совпадает с номером периода)

Орбитальное квантовое число (l)

Определяет форму орбитальных облаков

Магнитное квантовое число (m_l)

Определяет пространственное ориентацию электронных облаков (Z число от –l до +l)

Спиновое квантовое число (m_s)

Электрон вращается вокруг собственной оси – это свойство спина ( +0.5 или -0.5)

3. Размещение электронов в атомах. Принцип Паули, правило Хунда.

Принцип Паули

В атоме не может быть 2-х электронов, у которых были бы одинаковы все квантовые числа.

Правило Хунда

В данном подуровне электроны стремятся занять энергетические состояния таким образом, чтобы суммарный спин был максимальный.

4. Периодический закон и периодическая система элементов Д.И.Менделеева. (s-, р- и d-элементы; периоды и группы; электронное строение атомов).

В 1869 году Д. И. Менделеев открыл закон периодичности химических свойств элементов (в зависимости от величины их атомных масс). Нильс Бор в 1922 году установил физическую основу закона (число электронов в атоме).

Период – горизонтальный ряд элементов, имеющих одинаковое число электронных слоёв (всего 7).

Группа – вертикальный ряд (всего 8):

• Главные подгруппы (s и p элементы). Элементы содержат на внешнем электроном уровне одинаковое число электронов (= номеру группы = максимальная валентность).

• Побочные подгруппы (d- элементы)

Строение атома

Атом состоит из положительного ядра, а по окружности вращаются электроны; Заряд атома = нулю.

5. Основные свойства атомов (энергия ионизации, электроотрицательность, сродство к электрону, валентность, степень окисления)

Свойства атома:

• Размер - Атомы не имеют строго определённых границ, что обусловлено волновой природой электрона.

• Энергия ионизации (J )- энергии необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома (эл/Вольт).

• Сродство к электрону (E) – энергия выделяющаяся при присоединении дополнительного электрона.

• Электроотрицательность (X) – способность атома в молекуле притягивать к себе электроны.

• Валентность –

• Степень окисления –

6. Химическая связь. Типы химической связи (ковалентная – полярная и неполярная, ионная, металлическая, водородная, межмолекулярная).

Химическая связь – силы удерживающие атомы в равновесии в образованиях.

Типы химической связи:

• Ковалентная – наиболее общий вид химической связи, возникающей за счёт обобщения электронной пары (обменный и донорноакцепторный принципы)

  • Не полярная – электроотрицательность взаимодействующих атом одинакова (у гомоядерных молекул)

  • Полярная – электронная плотность смещена к более электроорицательному атому (у гетероядерных молекул)

• Ионная – частный случай ковалентной связи, образовавшаяся электронная пара полностью принадлежит более электроотриуательному атому.

• Металлическая – частичная делаколизация валентных электронов; валентные электроны свободно движутся в решётке металла, электростатически взаимодействуя с положительными ионами (на узлах решётки)

• Водородная – смещение электронной пары показывает, что атом водорода в этом случае обладает эффективно-положительным зарядом и может взаимодействовать с другим отрицательным атомом (в органических веществах и водных растворах)

• Межмолекулярная – обусловлен дисперсными силами и индукционным взаимодействием (диполь-дипольой взаимодействие)

7. Три основных свойства ковалентной связи (поляризуемость, насыщаемость, направленность).

• Поляризация. Смещение электронной пары к более электроотрицательному атому

• Направленность. Связь направлена в сторону максимального перекрывания атомных орбиталей

• Насыщаемость. Способность атома образовывать столько ковалентных связей сколько у него имеется энергетически доступных орбиталей

8. Образование σ - и π- связей (показать графически).

• σ- связь перекрывание электронных облаков в

• π-связь перекрывание электронных облаков в

9. Метод молекулярных орбиталей (ММО). Основные положения. Понятия связывающей и разрыхляющей молекулярных орбиталей ( на примере образования молекулы или иона).

Все электроны в молекуле или иона распределены по соотсветсвующим орбиталям.Каждую молекулярную орбиталь представляют в виде алгебраической суммы (множеством комбинаций атомных орбиталей).

Основные положения:

• Распределение электронов происходит в соответсвии с принципом минимума энергии, принципом Паули и правилом Хунда

Понятия связывающей и разрыхляющей молекулярных орбиталей

Когда электронная плотность концентрируется за атомными ядрами, то образуется сигма разрыхляющая (когда внутри, то сигма связывающая).

При сумме – связывающая, при разности – разрыхляющая.

10. Молекулярные параметры (энергия связи, межъядерное расстояние, кратность связи).

Энергия связи (для данного состояния системы) — разность между полной энергией связанного состояния системы тел или частиц и энергией состояния, в котором эти тела или частицы бесконечно удалены друг от друга и находятся в состоянии покоя:

где  — энергия связи компонентов в системе из i компонент (частиц),  — полная энергия i-го компонента в несвязанном состоянии (бесконечно удалённой покоящейся частицы) и  — полная энергия связанной системы.

11. Применение ММО к двухатомным гомоядерным молекулам. Энергетические диаграммы В₂, С₂, О₂ .

12. Применение ММО к двухатомным гетероядерным молекулам. Примеры.

13. Метод валентных связей (МВС). Основные положения теории МВС. Понятия гибридизации орбиталей (sp, sp², sp³). Неподеленые электронные пары (искажение правильных геометрических фигур). Примеры NH₃ и H₂O.

14. Внутренняя энергия системы. Тепловой эффект реакции. 1 закон термодинамики.

Внутренняя энергия системы – полная энергия системы, которая складывается из энергии движения молекул, ядер и электронов в атомах и молекулах, а также из энергии межмолекулярного взаимодействия.

Тепловой эффект реакции – выделение или поглощение энергии во время реакции.

1-ый закон термодинамики – подводимое к системе тепло расходуется на изменение внутренней энергии и совершение работы (Q=⌂U+A).

15. Виды термодинамических процессов. Определение теплового эффекта при р=соnst и v=const. Понятия экзо- и эндо- эффектов.

Виды термодинамических процессов:

• Изобарный процесс – процесс при постоянно давлении A=p⌂V

• Изохорный процесс – процесс при постоянном объёме Q=⌂U, A=0

• Изотермический процесс – процесс при постоянной температуре

• Адиабатный процесс – процесс в изолированной системе т.е без обмена энергией с внешней средой (быстропротекающий процесс)

Энтальпия (H) – теплосодержание системы (кДЖ/моль).

Экзотермическа реакция – реакция сопровождающаяся выделением тепла (+Q, -⌂H)

Эндотермическая реакция – реакция сопровождающаяся поглощением тепла (-Q, +⌂H)

16. Закон Гесса. Примеры.

(Следствие из 1-го закона термодинамики)

Тепловой эффект реакции не зависит от пути её протекания, а зависит только от начального и конечного состояния системы.

Образование углекислого газа из графита и кислорода (в 1-у стадию, в 2-е стадии).

17. Стандартная теплота образования, сгорания.

Теплота образования – тепловой эффект реакции образования 1-го моля химического соединения из соответствующих ему простых веществ, устойчивых при данных условиях. Теплоты образования простых веществ = 0.

Теплота сгорания – тепловой эффект реакции окисления 1-го моля вещества (с образованием для органических веществ СО₂ и жидкая воды, для неорганических оксида веществ, участвующих в реакии).

18. Энтропия – мера хаотичности системы.

Энтропия (S) – мера разупорядочности (хаотичности) системы: натуральный логарифм, выражающий вероятности существования веществ или их состояний (S= RlnΩ R – газовая постоянная; Ω - вероятность существования системы). В реакциях всегда ⌂S>0.

19. Изобарно-изотермический потенциал. Стандартное значение.

(Свободная энергия Гибса)

Изобарно-изотермический потенциал. (Свободная энергия Гибса)

Суммарная движущая сила при постоянной температуре и давлении (G=H-T*S или ⌂G=⌂H-T*⌂S). ⌂G<0 – реакция протекает самопроизвольно; ⌂G>0 - реакция не протекает самопроизвольно; ⌂G=0 – система находится в состоянии химического равновесия.

20. Кинетика химических реакций. Скорость химических реакций для гомогенных процессов.

Кинетика химических реакций – скорость и механизм химических процессов. Кинетика описывает ход химического процесса во времени при постоянной температуре в зависимости от концентрации веществ и их фазового состава.

Скорость химической реакции для гомогенных процессов определяется по изменению концентрации любого из реагирующих веществ в единицу времени.

aA+bB→cC+dD

v=±(dC/dt) т.е. v=±C´

21. Закон действующих масс для определения скорости химических реакций (для гомогенных и гетерогенных процессов).

Взаимодействие молекул А и В происходит в случае столкновении в какой-то точке. Вероятность нахождения веществ А и В в какой-то точке определяется их молярной концентрацией в этой точке.ω_А=α[A] ω_B=β[B] α,β – доля вещества; [A], [B] – концентрация вещества

Вероятность одновременного присутствия этих веществ в данной точке равна

ω_А*ω_B=α*β*[A]*[B]

v_AB=γ*α*β*[A]*[B]

γ – коофициент учитывающий долю сталкивающихся молекул

γ*β*α=k – коофициент пропорциональности/константа скорости процесса

Скорость гомологической реакции прямопропорционален произведению концентраций действующих веществ в степенях их коофициентов. При гетерогенном процессе в уравнение закона входят только жидкие или только газообразные вещества, твёрдые вещества исключаются. Закон действует для реакций в одну стадию.

22. Молекулярность и порядок химических реакций.

Молеклярность химических реакций – минимальное число молекул участвующих в элементарном химическом процессе.

• Мономолекулярные

• Бимолекулярные число молекул в левой части

• Тримолекулярные

Порядок химических реакций – молекулярность при протекании реакции последовательно через несколько гомогенных или гетерогенных стадий.

23. Влияние температуры и энергии активации на скорость химических реакций. Эмпирическое уравнение Вант-Гоффа.

При фиксированной температуре возможна если взаимодействующие молекулы обладают определённым запасом энергии (Арениус назвал её энергией активации).

Чем больше энергия активации тем медленнее протекает реакция; при E_a=0 реакция протекает мгновенно.

При изменении температуры реакции на 10 градусов скорость её изменяется в в 2-4 раза.

Эмпирическое уравнение Вант-Гоффа

24. Уравнение Аррениуса. Предэкспоненциальный множитель. Стерический фактор.

Уравнение Арениуса:

k=P*Z*℮^-E/(RT)

Z – число всех соударений

P – доля соударений благоприятных в пространственном положении

℮^-E/(R*T) – доля активных (благоприятных в энергетическом отношении соударений)

Предэкcпоненциальный множитель:

А= P*Z

Z – число всех соударений

P – доля соударений благоприятных в пространственном положении

Стерический фактор:

В сложных молекулах общее число соударений не равно числу благоприятных соударений, вводится стерический фактор, учитывающий необходимость определённой взаимной ориентации в пространстве для взаимодействия сложных молекул.(P)

25. Химическое равновесие. Влияние различных факторов на сдвиг химического равновесия. Принцип Ле Шателье.

Химическое равновесие – (динамическое) скорость реакции в прямом направлении равна скорости реакции в обратном направлении. Концентрации исходных веществ и продуктов рекции неизменно во времени – равновесные концентрации.

Принцип Ле Шателье

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет внешнее воздействие.

Влияние на сдвиг химического равновесия

• Влияние концентраций компонентов

• Влияние общего давления в системе

• Влияние температуры

26. Катализ. Влияние катализатора на скорость химической реакции.

Катализ – изменение величины энергии активации с помощью катализатора (вещества принимающее участие, но не расходующиеся в процессе реакции).

Добавление катализатора приводит к образованию 2-х стадий процесса со своими величинами энергии активации, обе величины энергий активаций значительно меньше чем в отсутствие его, проведение реакции в присутствии катализатора энергетически выгодно, что приводит к повышению скорости реакции процесса.

v´/v=k´/k=℮^(E-E´)/RT

27. Растворы. Классификация растворов. Движущие силы образования растворов (Δ S и Δ G).

Растворы – это гомогенные системы с переменным составом, состоящие из 2-х или более веществ. Одного вещества значительно больше (растворитель) чем других.

Классификация растворов

• По агрегатному состоянию

  • Газообразные

  • Жидкие

  • Твёрдые

• В зависимости от размеров частиц

  • Истинные (растворённое вещество находится на атомном или молекулярном уровне т.е. не видимы и под микроскопом)

  • Коллоидные (размер частиц 1-100_ммк)

Движущие силы образования растворов

Энтропийный (S) и энтольпийный (H) факторы.

При растворении газов в жидкости энтропия понижается, при растворении кристаллов энтропия растёт. Чем сильнее взаимодействие растворяемого вещества и растворителя тем больше роль энтольпийного фактора.

При растворении ∆G>0. Для жидких растворов процесс растворения идёт самопроизвольно до установления динамического равновесия между раствором и твёрдой фазой.

28. Выражение концентрации растворов. Размерные и безразмерные величины концентраций.

Концентрация  — величина, характеризующая количественный состав раствора, относительное количество растворенного вещества в растворе.

• Массовая доля растворенного вещества – это отношение массы растворенного вещества m₁ к общей массе раствора m, выраженное в процентах.

• Молярная концентрация С (мольно-долевая концентрация - величина безразмерна.

– это отношение количества растворенного вещества v (в молях) к объему раствора V в литрах.

• Объёмная доля — отношение объёма растворённого вещества к объёму раствора. Объёмная доля измеряется в долях единицы или в процентах.

,

29. Растворимость вещества (насыщенные и пересыщенные растворы).

Растворимость - способность вещества растворяться в том или ином растворителе.

Раствор называют насыщенным, если он находится в равновесии с растворяемым веществом ( G = 0), т.е. насыщенный раствор содержит предельное (при данных условиях) количество растворенного вещества.

Раствор, содержащий вещества больше, чем это определяется его растворимостью, - пересыщенный; раствор, содержащий вещества меньше, чем это определяется его растворимостью - ненасыщенный.

30. Растворы неэлектролитов. Закон Рауля, закон Дальтона, закон Генри.

Неэлектролиты - это вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток. В молекулах этих веществ существуют ковалентные не полярные или малополярные связи. Значит эти вещества мало взаимодействуют с растворителем их растворы можно принять за идеальные.

Закон Рауля

Закон Рауля справедлив только для разбавленных растворов неэлектролитов. Относительное понижение давление пара над раствором равно мольной доле растворённого вещества ( (P⁰_A-P_A)/P⁰_A=X_b , P_A – давление пара над раствором; P⁰_A – давление пара над растворителем; X_B – мольная доля растворённого вещества. P_A = P_A⁰-X_A*X_B)

Закон Дальтона

Давление смеси химически не взаимодействующих идеальных газов равно сумме парциальных давлений (P=P₁+P₂=P_B⁰*X_B+P_A⁰*X_A).

Закон Генри

При постоянной температуре давление газообразного компонента прямопропорционально его мольной доле (P_B=K_H*X_B K_H – константа Генри).

31. Температуры кипения и замерзания разбавленных растворов.

Жидкость будь она чиста или раствор закипает при той температуре, при которой давление насыщенного пара над ней становится равным давлению внешнему (P=P_внеш.) – следствие из закона Рауля. Температура кипения раствора всегда выше чем температура кипения чистого растворителя. ∆T=T_Р-Р-T⁰=E*C E – коофициент пропорциональности (E=(R*(T⁰)²)/∆h*100 ∆h – удельная теплота испарения чистого растворителя) C – концентрация (моляльность).

Любая жидкость замерзает при той температуре, при которой давление насыщенного пара над ней становится равным давлению насыщенного пара над кристаллами.∆T= T⁰-T= K*C (K-криостепическая постоянная K=(R*(T⁰_з)²)/∆ℓ*1000 ∆ℓ- удельная теплота плавления чистого раствора).

32. Осмос. Осмотическое давление.

Осмос – явление связанное со способностью проходить через мембрану, разделяющую вещества (растворы), только молекул растворителя.

Осмотическое давление – давление вызываемое осмосом, это внутреннее давление растворённого вещества числено равное тому внешнему давлению, которое нужно приложить чтобы прекратить осмос. ΠV=RT Π – осмотическое давление. Осмотическое давление раствора численно равно тому газовому давлению, которое имело бы растворенное вещество будучи переведено в газовое состояние в том же объёме и той же температуре. Π=CRT C – концентрация раствора.

Осмос обусловлен диффузией молекул растворителя через полупроницаемую перегородку, которая пропускает молекулы растворителя.

33. Растворы электролитов. Растворы слабых электролитов и сильных электролитов. Степень диссоциации.

Электролиты – вещества, которые при растворении подвергаются диссоциации на ионы. В результате раствор приобретает способность проводить электрический ток, т.к. в нем появляются подвижные носители электрического заряда.

Диссоциация – явление сопровождающееся распадом веществ на ионы при растворении их.

Степень диссоциации - отношение числа его молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе, т. е. α= N_{распавш.}/N_общ.

Сильные электролиты α>30%

Сильные минеральные кислоты, щёлочи, большинство солей.

Слабые электролиты α<30%

Некоторые минеральные кислоты, большинство оснований.

34. Слабые электролиты. Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда.

Слабые электролиты α<30%

Некоторые минеральные кислоты, большинство оснований.

K_p=([A⁺]*[B^-])/[AB]) [AB] –не распавшееся (закон разбавления Оствальда).

K_d – константа диссоциации K_d=C*α² для слабых электролитов.

35. Ионное произведение воды. Водородный показатель кислотно-основных свойств растворов.

K_d(воды)=1,8*10^-16 => концентрация воды остаётся практически неизменной 55,6 моль/л

Численная величина произведения ионов, на которое диссациирует вода

K_в=[H⁺]*[OH^-]=K_d*[H₂O]=1*10^-14

Водородный показатель кислотно-основных свойств раствора (pH)

Это отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов

pH = -ℓg([OH^-]*[H⁺])

pH+pOH=14 – шкала кислотности (<7 – среда кислая, >7 – среда щелочная)

36. Растворы сильных электролитов. Теория Дебая-Хюккеля. Уравнение Дебая-Хюккеля.

Растворы сильных электролитов α>30%

Диссоциация сильных электролитов полностью смещена вправо. Для сильных электролитов константа диссоциации/равновесия величина неопределённая. При повышении концентрации наблюдается снижение электропроводности.

Теория Дебая-Хюккеля

• Электролиты полностью диссациируют, но в сравнительно разбавленных растворах C=0,01моль/л

• Каждый ион окружён оболочкой из ионом противоположного знака, в свою очередь каждый из этих ионов сольватирован – это окружение называется атмосферой

Уравнение Дебая-Хюккеля

ℓgγ= -0,51*z²√J γ – коофициент активности (γ± =√(γ-)*(γ+)) , z – заряд иона J – ионная сила

37. Электропроводность растворов электролитов. Удельная и молярная.

Растворы электролитов обладают ионной проводимостью (являются т.н. проводниками второго рода), т.е. электропроводность растворов электролитов обусловлена перемещением ионов в электрическом поле (в отличие от электронной проводимости проводников первого рода).

В качестве количественной меры способности раствора электролита проводить электрический ток используют обычно удельную электропроводность κ (каппа) – величину, обратную удельному сопротивлению (т.е. величину, обратную сопротивлению столба раствора между электродами площадью 1 см², находящимися на расстоянии 1 см):

,   Ом^-1см^-1

Молярная электропроводность раствора λ есть величина, обратная сопротивлению раствора, содержащего 1 моль растворенного вещества и помещенного между электродами, расположенными на расстоянии 1 см друг от друга. С удельной электропроводностью κ и молярной концентрацией раствора С молярная электропроводность связана следующим соотношением:

,    Ом^-1см²моль^-1

Молярная электропроводность как сильных, так и слабых электролитов увеличивается с уменьшением концентрации (т.е. увеличением разведения раствора V = 1/С), достигая некоторого предельного значения λ_o, называемого молярной электропроводностью при бесконечном разведении.

38. Основные классы неорганических веществ – оксиды, кислоты, соли, основания. Дать примеры каждого класса и химические реакции каждого класса. Примеры. Реакция нейтрализации (пример).

• Оксиды бинарное соединение химического элемента с кислородом в степени окисления −2, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом.

  • Основные (МеО)

  • Кислотные (неМеО)

• Кислоты (H⁺ +кислотный остаток)

• Основания (гидроксиды) - сложные вещества, которые состоят из атомов металла и гидроксогруппы (-OH).

• Соли класс химических соединений, к которому относятся вещества, состоящие из катионов металла и анионов кислотного остатка.

39. Окислительно-восстановительные реакции. Основные типы реакций (пример).

Окислительно-восстановительные реакции - это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.

• Окисление- процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления

• Восстановление - процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается Основные типы реакций

• Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:

Н₂S + Cl₂ → S + 2HCl

• Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:

2H₂O → 2H₂ + O₂

• Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:

Cl₂ + H₂O→ HClO + HCl

• Репропорционирование (конпропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления, например:

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

40. Комплексные соединения. Классификация комплексных соединений. Дать определение центрального атома, координационного числа, лигандов. Дать название (пример).

Комплексные соединения (координационные соединения)

частицы (нейтральные молекулы или ионы), которые образуются в результате присоединения к данному иону (или атому), называемому комплексообразователем(центральный атом), нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами. Комплексные соединения мало диссоциируют в растворе.

Классификация комплексных соединений

По заряду комплекса

1) Катионные комплексы образованы в результате координации вокруг положительног иона нейтральных молекул (H₂O, NH₃ и др.).

[(Zn(NH₃)₄)]Cl₂ — хлорид тетраамминцинка(II) [Co(NH₃)₆]Cl₃ — хлорид гексоамминкобальта(II)

2) Анионные комплексы: в роли комплексообразователя выступает атом с положительной степенью окисления, а лигандами являются простые или сложные анионы.

K₂[BeF₄] — тетрафторобериллат(II) калия Li[AlH₄] — тетрагидридоалюминат(III) лития K₃[Fe(CN)₆] — гексацианоферрат(III) калия

3) Нейтральные комплексы образуются при координации молекул вокруг нейтрального атома, а так же при одновременной координации вокруг положительного иона — комплексообразователя отрицательных ионов и молекул.

[Ni(CO)₄] — тетракарбонилникель [Pt(NH₃)₂Cl₂] — дихлородиамминплатина(II)

По числу мест занимаемых лигандами в координационной сфере

1) Монодентатные лиганды. Такие лиганды бывают нейтральными (молекулы Н₂О, NH₃, CO, NO и др.) и заряженными (ионы CN⁻, F⁻, Cl⁻, OH⁻, SCN⁻, S₂O₃²⁻ и др.).

2) Бидентатные лиганды. Примерами служат лиганды: ион аминоуксусной кислоты H₂N — CH₂ — COO⁻, оксалатный ион ⁻O — CO — CO — O⁻, карбонат-ион СО₃²⁻, сульфат-ион SO₄²⁻.

3) Полидентатные лиганды. Например, комплексоны — органические лиганды, содержащие в своем составе несколько групп −С≡N или −COOH (этилендиаминтетрауксусная кислота — ЭДТА). Циклические комплексы, образуемые некоторыми полидентатными лигандами, относят к хелатным (гемоглобин и др.).

По природе лиганда

1) Аммиакаты — комплексы, в которых лигандами служат молекулы аммиака, например: [Cu(NH₃)₄]SO₄, [Co(NH₃)₆]Cl₃, [Pt(NH₃)₆]Cl₄ и др.

2) Аквакомплексы — в которых лигандом выступает вода: [Co(H₂O)₆]Cl₂, [Al(H₂O)₆]Cl₃ и др.

3) Карбонилы — комплексные соединения, в которых лигандами являются молекулы оксида углерода(II): [Fe(CO)₅], [Ni(CO)₄].

4) Ацидокомплексы — комплексы, в которых лигандами являются кислотные остатки. К ним относятся комплексные соли: K₂[PtCl₄], комплексные кислоты: H₂[CoCl₄], H₂[SiF₆].

5) Гидроксокомплексы — комплексные соединения, в которых в качестве лигандов выступают гидроксид-ионы: Na₂[Zn(OH)₄], Na₂[Sn(OH)₆] и др.

41. Электрохимия. Химические источники тока. Гальваническая ячейка Даниэля-Якоби.

Если процессы окисления и восстановления пространственно разделить то любую окислительно-востановительную реакцию можно использовать для получения электрического тока. Устройсва для его получения с помощью химических реакций – химические источники тока (хит).

Гальваническая ячейка (простейший химический источник тока) представляет из себя сосуды, в которых 2 электрода, помещённые в растворы соответствующих электролитов, соединены соляным мостиком (стеклянная трубочка, заполненная раствором электролита, катионы и анионы которого характеризуются одинаковой подвижностью). Впервые была рассмотрен этот процесс Даниэлем-Якоби.

CuSO₄+Zn→Cu+ZnSO₄

(-)Zn ¦ Zn²⁺|| Cu²⁺ ¦ Cu(+)

42. Проводники первого и второго рода.

По характеру и природе электропроводности все проводники электрического тока подразделяются на проводники первого и второго рода.

Характерной особенностью проводников первого рода, к которым относятся металлы, сплавы, уголь и некоторые другие вещества, является наличие в них свободных электронов, представляющих собой отрицательно заряженные частицы с массой, равной 1/1840 массы атома водорода. Электрический ток в проводнике первого рода рассматривается как поток электронов, перемещающихся в электрической цепи от отрицательного полюса положительному.

К проводникам второго рода относятся соли и щелочи в кристаллическом, растворенном или расплавленном состоянии, также растворы кислот и оснований в воде и в некоторых других растворителях.

Согласно теории электролитической диссоциации, молекулы солей, кислот и щелочей при переходе в водные растворы диссоциируют, т. е. распадаются на электрически заряженные частицы — ионы. Благодаря наличию в растворе положительно заряженных частиц — катионов и отрицательно заряженных частиц — анионов раствор приобретает свойство проводимости электричества. Такие электропроводные растворы носят название электролитов.

43. Электродные потенциалы. Уравнение Нернста для электродного процесса.

Электродный потенциал — разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом. Возникновение электродный потенциал обусловлено пространственным разделением зарядов противоположного знака на границе раздела фаз и образованием двойного электрического слоя. Значение электродных потенциалов определяется относительно некоторого электрода, потенциал которого принят за 0, таким эталоном выбран водородный электрод при стандартных условиях.

Уравнение Нернста для электродного процесса.

,

где

•  — электродный потенциал, E⁰ — стандартный электродный потенциал, измеряется в вольтах;

•  — универсальная газовая постоянная, равная 8.31 Дж/(моль·K);

•  — абсолютная температура;

•  — число Фарадея, равное 96485,35 Кл/моль;

•  — число моль электронов, участвующих в процессе;

• и  — активности соответственно окисленной и восстановленной форм вещества, участвующего в полуреакции.

Если в формулу Нернста подставить числовые значения констант R и F и перейти от натуральных логарифмов к десятичным, то при T = 298K получим

44. Ряд напряжений металлов. (Стандартные значения электродных потенциалов металлов)

Электрохимический ряд напряжений металлов

Li

Cs

K

Ba

Ca

Na

Mg

Al

Zn

Fe

Co

Ni

Sn

Pb

H2

Cu

Ag

Hg

Pt

Au

-3,04

-3,01

-2,92

-2,90

-2,87

-2,71

-2,36

-1,66

-0,76

-0,44

-0,28

-0,25

-0,14

-0,13

0

+0,34

+0,80

+0,85

+1,28

+1,5

Li+

Cs +

K+

Ba2+

Ca2+

Na+

Mg2+

Al3+

Zn2+

Fe2+

Co2+

Ni2+

Sn2+

Pb2+

2 H

Cu2+

Ag+

Hg2+

Pt2+

Au3+

Восстановительная активность металлов (свойство отдавать электроны) уменьшается, а окислительная способность их катионов (свойство присоединять электроны) увеличивается в указанном ряду слева направо.

45. Электрохимическая коррозия. Процессы, происходящие на аноде и катоде.

Электрохимическая коррозия - самый распространенный вид коррозии.  Электрохимическая коррозия возникает при контакте металла с окружающей электролитически проводящей средой. При этом  восстановление окислительного компонента коррозионной среды протекает не одновременно с ионизацией атомов металла и от электродного потенциала металла зависят их скорости. Первопричиной электрохимической коррозии является термодинамическая неустойчивость металлов в окружающих их средах. Ржавление трубопровода, обивки днища морского суда, различных металлоконструкций в атмосфере - это, и многое другое, примеры электрохимической коррозии.

на аноде — окисление анионов и гидроксид-ионов, на катоде — восстановление катионов и ионов водорода.