Шпаргалка по билетам

Билет 1

Стех.зак: сохр m, постоянство состава. Их роль и совр трактовка. Газовые законы: Ав, Менд-Клап.

Стехиометрия - раздел химии, изучающий количественный состав веществ и количественные изменения, происходящие с ними при химических реакциях.

Закон сохранения массы первоначально был независимо открыт Ломоносовом и Лавуазье и звучал так: "Масса вещ-в, вступающих в р-цию, равна массе вещ-в, образующихся в рез-те р-ции." Хотя до этого считалось, что уменьшение массы в-в происходит при горении, а увеличение - при прокаливании металлов. Для объяснения этого явления даже была выдвинута флогистонная теория: в-ва содержат субстанцию (флогистон), которая улетучивается при горении. Но Ломоносов провел опыт по прокаливанию металлов в запаянном сосуде и обнаружил, что масса сосуда не меняется. Подобные опыты проводил и Лавуазье.

Закон сохранения массы является частным случаем закона сохранения энергии, который утверждает, что энергия изолированной сист пост.

Но с появлением теории относительности Эйн. стало ясно, что выделение или поглощение энергии должно приводить к изменению массы: Е=∆mc^2 и поэтому совр форм зак:

"Сумма массы в-ва системы и массы, эквивалентной энергии, которая получена или отдана этой системой постоянна."

Но энергиям, которые выдел/поглощ в хим р-ции соответствуют пренебрежимо малые изменения массы, поэтому закон сохранения рационально применять только к ядерным реакциям, в кот выдел огромное кол-во Е.

Закон сохранения массы имел огромное значение для атомно-молекулярной теории, он подтвердил, что атомы являются неделимыми и при химических р-циях не изменяются. Молекулы при р-ции обмениваются атомами, но общее число атомов каждого вида не изм, поэтому общая масса в-в в процессе р-ции сохраняется.

Пруст установил закон постоянства состава, согласно которому все соединения содержат эл-ты в строго определенных весовых пропорциях, независимо от способа их получения.

Закон привел к мысли о существовании молекул и подтвердил неделимость атомов. Почему в сернистом газе отношение серы и кислорода всегда 1:1, а не 1:1,09? Это легко объяснить, если предположить, что атомы серы соед с определенным числом атомов кислорода, причем масса атомов серы равна массе атомов кислорода.

Дальтон показал, что на единицу веса одного из эл-тов приходятся такие веса другого эл-та, которые относятся др к др как небольшие целые числа. - закон кратных отношений. Он позволил определять молекулярные формулы соединений и находить относительные атомные веса.

Совр: "Любое химически чистое соединение независимо от способа получения состоит из одних и тех же химических элеметнов, причем отношения масс эл-тов постоянны, а относительные числа их атомов выражаются целыми числами."

Но закон этот выполняется только для химич соед, сост из молекул Для сложных в-в, сост из атомов/ионов несправедлив. Для таких в-в (FeS, TiO) определяют границы состава, а не точное число атомов в соединении. Но при записи хим. уравнений им приписывают определенные формулы.

Гей-Люссак обнаружил, что объемы реагирующих газов относятся др к др и к объемам газообразных продуктов р-ции как небольшие целые числа. Это правило получило название "закон объемных отношений".

Амедео Авогадро открыл закон: "В равных объемах различных газов, взятых при одинаковых значениях температуры и давления, содержится одно и то же число молекул." То есть объем газа при заданных условиях не зависит от его химической природы, а определяется только числом частиц. Авогадро сумел установить связь между наблюдаемой макроскопической величиной и микроскопичческими св-вами газов.

Из этого следует, что один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объем. При н.у. для идеального газа это (273К, 1атм) 22,4 л/моль. На основе закона объемных отношений и собственной гипотезы Ав установил, что молекулы газообразных простых в-в двухатомны. (при р-ции Н2 и Сl2 объем не меняется, а если бы были одноатомны, уменьшался бы в два раза)

Газовые законы справедливы для идеальных газов, в которых единственным видом взаимодействия между частицами является упругое соударение, но при давлениях, близких к атмосферному, ими хорошо описываются и реальные газы.

Между Р V и Т были экспериментально установлены следующие соотношения:

Т=const PV=const (Бойль-Мариотт)

P=const V/T=const (Гей-Люссак)

V=const P/T=const (Шарль)

Эти ур-ния можно объед в одно

PV/T=const (Клапейрон)

Значение постоянной зависит только от кол-ва в-ва газа. Для одного моля газа постоянная называется универсальной газовой постоянной R=8,314 Дж/мольК. Ур-ние для одного моля газа:

PV=RT (Менделеев)

Для произвольного кол-ва газа правую часть надо умножить на кол-во в-ва:

PV=nRT (Менделеев-Клапейрон)

где Р-давление Па, V- м^3, R-дж/мольК

При постоянном Т и P тогда V=n(RT/P), где (RT/P=const), т.е V проп числу молей, а коэфф проп зависит только от давления и температуры. А это есть закон Ав.

ρ= m/V; m/M=PV/RT; m=MPV/RT; ρ =MP/RT=M*(P/RT), где P/RT=const, тогда ρ проп M при заданных давлении и температуре. Это позволяет ввести относительную плотность газов, которая показывает, во сколько один газ тяжелее другого.

По ур-нию Кл-Менд может бвть рассчитано парциальное давление компонента газовой смеси, при условии, что число молей компонента и общий объем газовой смеси известны.

Билет 2

Периодический закон Д.И Мендееева. Физическое обоснование и его современноая формулировка. "Длинная" и "короткая" формы периодической таблицы. Классификация эл-тов ПС.

Ко второй половине 19 века накопилось множество эл-тов, весьма разнородных по своим св-вам. Необходима была их классификация. Идея сортировки эл-тов в порядке возрастания атомных весов не была революционной. В 1860 года химический конгресс установил, что основной характеристикой хим эл-та явл его атомный вес. Ученые Де Шанкуртуа, Ньюлендс и Мейер открыли проявления периодичности изменения св-в эл-тов в зависимости от их атомного веса, однако создать единую периодическую систему всех эл-тов не смогли.

Общий закон был сформулирован Менделеевым в 1869-1871 годах.

"Свойства простых тел, а также формы (составы) и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов". На основе этого закона Менделеев предсказал существование ещё не открытых эл-тов (экабор- скандий, экаалюминий-галлий, экасилиций-германий), описал их свойства, исправил атомные веса нескольких элементов (например титана), создал таблицу элементов, являюшуюся графическим отображением периодического закона.

Но в рамках науки конца 19 века обосновать периодический закон было невозможно. Также как нельзя было объяснить некоторые исключения - (никель после кобальта, иод после теллура), что диктуется их св-вами, но противоречит порядку возрастания их атомных масс.

Причина заключалась в том, что в 19 веке отсутствовали какие-либо представления о сложном строении атома. Современная формулировка:

"Св-ва простых в-в и соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов эл-тов"

Периодичность св-в эл-тов прослеживается из рассмотрения электронных конфигураций атомов. Периодичность расположения эл-тов в таблице объясняется последовательным характером заполнения энергетических уровней. Число электронов, находящихся на внешнем ур-не в атомах эл-тов, располагающихся в порядке увеличения порядкового номера, периодически повторяется - и следствием сходства строения электронных оболочек атомов является сходство их физ и хим св-в.

По числу энергетических уровней атома эл-ты делятся на 7 периодов. Первый пер - атомы, в кот элетронная оболочка сост из одного ур-ня, второй - из двух и т.д. Новый период начинается, когда начинает заполняться новый энергетический уровень.

Группы же объединяют эл-ты, имеющие одинаковое число валентных электронов, то есть участвующих в образовании хим связей.

Другие св-ва атома (размер, энергия ионизации, сродство к электрону, ЭО) зависят от заряда ядра и количества энергетических уровней, поэтому их изменения также можно проследить в таблице, хотя и немонотонно.

Существует два варианта периодической таблицы.

Короткопериодная - 8 групп эл-тов, 7 периодов (3 малых, 4 больших) Гр - рим цифр, периоды - арабские. В каждый гр выделяют главную (А) и побочную (Б). Причем в VIIIB в каждом периоде находится по три эл-та, близких по хим св-вам - триады переходных металлов.

Длиннопериодная - 18 групп, 7 периодов (все однострочные). Гр номеруются арабскими числами.

Из период табл выделены 2 семейства f-эл-тов лантаноиды и актиноиды.

По типу электронной конфигурации эл-ты делят на блоки s-, p-, d-, f- эл-тов.

Металлы 1 гр - щелочные, 2 - щелочноземельные, 17-галогены, 18 - благородные газы. Международный союз теоретической и прикладной химии рекомендовал использование только длиннопериодной формы таблицы.

Билет 3

Основные понятия и определения термодинамики. Энтальпия системы. Энтальпия хим р-ции. Экспериментальное определение энтальпии р-ции (на примере нейтрализации)

Термодинамика - наука, изучающая закономерные превращения теплоты, работы и различных форм энергии друг в друга.

Химическая термодинамика применяет общие законы термодинамики к химическим процессам. Для применения её законов достаточно знать только св-ва исходных в-в и продуктов р-ции. Но она ничего не говорит о скорости или механизме р-ции, её законы нельзя использовать для описания отдельных частиц.

Термодинамическая система - часть вселенной, выделенная при помощи реальных или мысленных границ

Внешняя среда - все то, что вне системы

Изолированная система - система, не обменивающаяся с внешней средой ни энергией, ни веществом. Абсолютно изолир сист не бывает.

Закрытая система - система, которая обменивается с внешней средой энергией, но не обменивается веществом.

Открытая система - система, обменивающаяся со средой и энергией, и веществом.

Экстенсивные параметры сист - значений которых зависят от общего размера системы (m, V, n)

Интенсивные параметры - не зависят от общего размера системы (t, p, C, ρ )

Система образуется из компонентов - веществ, количества которых можно менять независимо друг от друга.

Фаза - часть системы, в пределах которой химический состав, плотность и другие интенсивные св-ва постоянны или меняются плавно, без скачков. При переходе из одной фазы в другую, т.е. на границе раздела фаз эти св-ва меняются скачкообразно.

Система из одной фазы гомогенная (однородная), из нескольких - гетерогенная.

Внутренняя энергия (U) - сумма потенциальной и кинетической энергий всех составляющих её частиц, из которой нужно вычесть потенциальную и кинетическую энергию системы как целого.

Изменение U, тепловой эффект Q, механическая работа А связаны ур-нием:

∆U+Q+A=0

Q=-∆U -A

V=const A=0 Q=-∆U

P=const A=P∆V Q=-∆U- P∆V =-∆(U+PV)

Величина (U+PV) = Н энтальпия системы, а ∆Н - энтальпия процесса. ∆Н=-Qp

Энтальпия системы- полное количество теплоты, которое можно получить от системы во всех возможных химических и физических процессах, протекающих при постоянном давлении.

Энтальпия химической реакции равна взятому с обратным знаком тепловому эффекту этой реакции, измеренному при постоянном давлении и постоянной температуре.

(начальная и конечная температура должна быть равна, иначе энтальпия р-ции окажется больше на кол-во теплоты, затраченной на нагревание сист/меньше на кол-во тепл, выделевшейся при охлаждении)

Чтобы узнать энтальпию хим р-ции нужно экспериментально установить тепловой эффект р-ции и взять его с обратным знаком. Тепловой эффект р-ции определяется в калориметре. Для этого фиксируют разницу температур калориметра до и после р-ции и умножают на тепловое значение калориметра (К) - кол-во теплоты, необходимое для нагревания калор с его содержимым на 1º (теплоемкость)

q=K∆T этот эффект делят на кол-во в-ва в недостатке, чтобы отнести его к 1 моль в-ва. Q=q/n

Теплоемкость калориметра определяют экспериментально. С помощью электрического нагревателя, включенного на заданное время ∆t, калориметрической сист сообщается кол-во теплоты qэ.т. и измеряется вызванное ею изменение температуры (∆T1).

К= qэ.т./ ∆T1 qэ.т.=U^2*∆t/R

Для реакции нейтрализации сильной кислоты сильным основанием:

HCl + KOH = NaCl + H2O

H+ + OH- = H2O

энтальпия рекции нейтрализации ∆нейтрН любой сильной кислоты любым сильным основанием будет одинакова. При нейтр. слабой кислоты сильным основанием или наоборот тепловой эффект реакции будут зависеть от природы этих в-в, так как слабые к-ты существуют в р-рах преимущественно в виде молекул.

СН3СООН + КОН = СН3СООК + Н2О. Сокращенное ионное: СН3СООН + ОН- = СН3СOO- + H2O, которому соответствует энтальпия ∆rH, не равная энтальпии взаимодействия ионов водорода и гидроксида

Реакцию можно представить в виде суммы двух процессов:

1) диссоциации кислоты: СН3СООН=СН3СОО- + Н+ (∆дН)

и 2) нейтрализации возникающих при этом ионов Н+: Н+ + ОН- = Н2О (∆нейтрН)

Энтальпия ее равна сумме энтальпий этих двух процессов: ∆rH=∆дН+∆нейтрН

В калориметре можно определять энтальпию р-ций идущих с заметной скоростью и без образования побочных продуктов.

Билет 4