Для студентов РТУ МИРЭА по предмету ХимияЧто-то вроде лекцийЧто-то вроде лекций 2017-07-09СтудИзба

Лекции: Что-то вроде лекций

Описание

Описание файла отсутствует

Характеристики лекций

Предмет
Учебное заведение
Семестр
Просмотров
156
Скачиваний
4
Размер
165,37 Kb

Список файлов

Кинетика, равновесия

Скорость химической реакции равна изменению количества вещества в единицу времени в единице реакционного пространства. Гомогенная реакция протекает в одной фазе. Гетерогенные реакции протекают на границе раздела фаз. [моль*м-3/с] не учитывая газы.

Vср = -Dc/Dt

Vмг = dc/dt

Vпр=Kпр*[A]a[B]b

Vобр=Kобр*[С]с[В]d

Порядок реакции. Суммы порядков реакции по реагентам.

K = lnc/t

Правило Ван-Гоффа. V2 = V1T/ 10

Уравнение Аррениуса. K = K0e(-Ea/RT), K – константа скорости реакции, K0 – предэкспотенциальный множитель, e – это e. Ea – энергия активации.

Если при изменении температуры, концентрация реагентов остаётся постоянной то:

V = V0exp[-Ea/(RT)]

Ea/(2,3RT)=lgk/(1/T)

Энергия активации. Энергия необходимая для перехода вещества в состояние активированного комплекса.

Молекулярность реакции. Число молекул реагента, принимающих участие в простейшей (элементарной) стадии, называется её молекулярностью.

Фотохимические реакции. E = h=hc/

Идеальным раствором называют раствор, в котором не происходит химической реакции между компонентами, а силы межмолекулярного взаимодействия между компонентами одинаковы.

Закон Рауля. Температура кипения раствора выше температуры кипения растворителя.

Tкип=KэCm

Температура кристализации раствора ниже температуры кристализации чистого растворителя.

Tзам=KкCm

Осмотическое давление. V=nRT =nRT/V =cRT

- осмотическое давление. С – молярная концентрация раствора.

Активность.

a=с - коэффициент активности.

Закон распределения. При постоянной температуре соотношение равновесных концентраций между несмешивающимися жидкостями(фазами) является величиной постоянной, независит от ближнего кол-ва компонентов. Kрас=CA/CB

CA и CB –молярные концентрации вещества в жидкостях. Kрас – коэффициент распределения.

Степень диссоциации(). Отношение числа молекул, диссоциированных на ионы, к обьщему числу молекул растворённого электролита.

Изменение энтальпии и энтропии при растворении.

Растворение рассматривается как совокупность физических химических явлений, выделяя при этом три основных процесса:

А)разрушение химических и межмолекулярных связей в растворяющих газах, жидкостях или твёрдых телах(в том числе и связей в кристалле) требующих затраты энергии. Энтальпия системы при этом растёт.

Б) химическое взаимодействие растворителя с растворяющимся веществом, вызванное образованием новых соединений – сольватов или гидратов – и сопровождающееся выделением энергии. Энтальпия уменьшается.

В)Самопроизвольное перемешивание раствора или равномерное распределение сольватов(гидратов) в растворителе, связаное с диффузией и требующее затраты энергии. Энтальпия растёт.

Растворимость. Раствор в котором устанавливается равновесие между растворением и образованием(осаждением) вещества называется насыщенным, а концентрация такого раствора – растворимостью Ср.

Закон Генри. Растворимость газов в жидкости пропорциональна их парциальному давлению над жидкостью.

_______

= n+mm+nn-m

pH=-lg aH+

Буферные растворы. Растворы, pH которых относительно мало меняется при добавлении в них небольших количеств кислоты или основания.

Произведение растворимости(ПР). Произведение активности ионов электролита, содержащегося в его насыщенном растворе при данной температуре, есть величина постоянная.

ПР=(nCрАm+)n(mCрBn-)m

Гидролизом солей называют реакции обмена между водой и растворёнными в ней солями.

Степень гидролиза . Сгидр концентрация гидролизованных молекул. С – исходная концентрация растворённых молекул.

= Сгидр/С

Законы Фарадея.

1)количество вещества, испытавшего электрохимические превращения на электроде, прямо пропорционально количеству прошедшего электричества.

2)Массы прореагировавших на электродах веществ при постоянном количестве электричества относятся друг к другу как молярные массы их эквивалентов.

F=96500Кл(А*с)

E=-[G/(nF)] n – число молей эквивалентов.

i=I/S Плотность тока.

= 0+(0.059/n)*lnCM

m = MэIt/

Строение Атома

Строение Атома.

Орбиталь – область пространства, где наиболее вероятно нахождение электрона.

Главное квантовое число (n) – характеризует энергетический уровень. Определяет энергию и размеры электронных орбиталей.

Орбитальное квантовое число (l) – определяет форму атомной орбитали. Характеризует энергетические подуровни в электронной оболочке атома. (s – 0; p – 1; d – 2; f – 3).

Магнитное квантовое число (m) – характеризует ориентацию орбитали в пространстве. (от –l до +l)

Спиновое квантовое число (s) – спин электрона. (+1/2 - ; -1/2 - )

Принцип минимальной энергии. Электроны в основном состоянии заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбиталей.

Правило В. Клечковского. Увеличение энергии и соответственно заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел n+l, а при равной сумме в порядке возрастания числа n. (1s 2s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 5d 4f 6p 7s 6d 5f )

Принцип запрета Паули. В атоме не может быть двух электронов , обладающих одинаковым набором квантовых чисел.

Правило Гунда. Заполнение орбитали одной подоболочки в основном состоянии атома начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами.

Энергия ионизации(I1). Энергия необходимая для удаления одного моля электронов от одного моля атомов какого-либо элемента называется первой энергией ионизации I1.[кДж/моль, эВ]. Характеризует восстановительную способность элемента. Первая энергия определяется электронным строением элементов и её изменение имеет периодический характер. Наименьшее значение имеют щелочные элементы находящиеся в начале периода, наибольшее – благородные газы, находящиеся в конце периода. По группе сверху вниз – уменьшается, что обусловлено увеличением размеров атомов и расстояния внешних подоболочек от ядра.

Сродство к электрону(Eср). Энергетический эффект присоденения моля электронов к молю нейтральных атомов. Eср выражается в кДж/моль или в эВ. Наибольшие значения имеют галогены, кислород, сера, наименьшие и даже отрицательные значения её – элементы с электронной конфигурацией s2 (He, Be, Mg, Zn) ,с полностью или наполовину заполненными p-подоболочками (Ne, Ar, Kr, N, P, As).

Электроотрицательность(ЭО). Способность атомов в соединениях притягивать к себе электроны. Возрастает по периоду, убывает по группам у элементов I, II, V, VI и VII главных подгрупп, III, IV и V – побочных подгрупп, имеет сложную зависимость у элементов III главной подгруппы(минимум у Al), возрастает с увеличением номера периода у элементов VII – VIII побочных подгрупп. Наименьшие значения s-элементы I подгруппы, наибольшие значения – p-элементы VI и VII групп.

Атомный радиус. По группе – возрастают. Al – Ga убывают.

Термодинамика и др.

Химические системы. Системой называется совокупность находящихся во взаимодействии веществ или частиц, мысленно или фактически обособленая от окружающей среды.

Давление. 1атм. = 760мм. рт. ст. 1атм. = 101325 Па. 105 Па В газовых смесях давления равно сумме парциальных давлений газов, если бы они были одни. Pсм = pi

p=p/pст

Концентрация. Отношение количества или массы вещества, содержащегося в системе, к объему или массе этой системы.

Молярная концентрация вещества. В, cв - отношение кол-ва вещества(в молях) содержащегося в системе к обьёму этой системы. Единица измерения моль/м3 или моль/л.

Молярная доля вещества. В, xв – отношение кол-ва вещества данного компонента (в молях), содержащегося в системе, к обьщему количеству вещества(в молях)Измеряется в %.

Объемная доля вещества. В, в – отношение обьёма компонента, содержащегося в системе, к обьёму системы.

Массовая доля вещества. В, в - отношение мыссы данного компонента, содержащегося в системе, к обьщей массе этой системы.

Предельно допустимая концентрация(ПДК).

PV=nRT

n – число молей газа.

NA = 6.022*1023

R=8.31 Дж/(моль*К)

VA=22.4 л.

0=M/VA

n=m/M

Давление паров. p=Aexp(-B/RT), A и B – константы.

Изобарический p=const

Изохорический V=const

Изотермический T=const

U – внутренняя энергия

H – энтальпия

S – энтропия

G – энергия Гиббса

F – энергия Гельмгольца

Работа A=pV(p=const)+A’

H=U+pV

H характеризует систему при постоянном давлении

Тепловой эффект химической реакции. Изменение энергии системы при протекании в ней химической реакции при условии, что система не совершает никакой другой работы.

При постоянном давлении – это H – энтальпия реакции. В стандартных условиях H0

Если теплота выделяется то H<0, реакция экзотермическая. Если H>0 то реакция эндотермическая, теплота поглощается.

Термохимические уравнения. Раздел химим, из-учающий тепловые эффекты химических реакций и фазовых превращений, получил название термохимии.

Уравнения процессов, в которых указаны тепловые эффекты, называются термохимическими.

Энтальпия(теплота) образования(H). Тепловой эффект образования 1 моль вещества из простых веществ, устойчивых при 298Ки давлении 100кПа. Энтальпия простых веществ при н.у. принята равной нулю.

Закон Гесса. Тепловой эффект реакции зависит от природы и состояния исходных вещест и конечных продуктов, но не зависит от пути реакции, т.е. от числа и характера промежуточных стадий.

Энтальпия химической реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учётом стехиометрических коэффициентов.

Т.к. энтальпия реакции возникает вследствие разрушения одних связей и образования других, то по известным значениям энергий, можно определить энтальпию, и наоборот.

Q=[Cc+(mCв)] T

Cc – теплоёмкость сосуда калориметра.

Cв – удельная теплоёмкость реагирующей смеси и или воды

m – масса реагирующей смеси или воды.

Энтропия. Мера неупорядоченности состояния системы. W – число микросостояний системы, термодинамическая вероятность. S = RlnW. В отличии от других термодинамических функций, можно определить не только изменение, но и абсолютное значение. При абсолютном нуле энтропия идеального кристалла равна нулю(третий закон термодинамики). Энтропия растёт по мере повышения температуры.

Второй закон термодинамики для изолированных систем. В изолированных системах самопроизвольно идут только такие процессы, которые сопровождаются увеличением энтропии.

Энергия Гиббса. – критерий самопроизвольного протекания реакции.(для изобарно-изотермических процессов).

G = H - TS

G = Gкон - Gнач

G = - RTlnKравн

G = -zFE

G = S, - удельная поверхностная энергия.

Если G<0 то реакция может протекать самопроизвольно.

Константа химического равновесия(только газы). Kравн = [L]l[M]m/[D]d[B]b

Кр=Кравн(RT)

Kр = exp(-H/(RT)+ S/R)

Принцип Ле Шателье. Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в таком направлении, которое ослабляет внешнее воздействие.

Хим. связь, соединения

Химическая связь.

Вид взаимодействия, обуславливающий устойчивое существование многоатомных соединений: молекул, ионов, кристаллических и иных веществ.

Ионная. Электростатическое взаимодействие отрицательно и положительно заряженных ионов в химическом соединении. Возникает в случае большой разности ЭО атомов. Не обладает направленностью и насыщеностью.

Ковалентная. Связь образованная за счет обобществленной пары электронов, поставляемых по одному от каждого атома. Обладает направленностью и насыщенностью. Если связь образована двумя одинаковыми атомами, то она неполярная. Если один из атомов притягивает электроны сильнее другого, то связь полярная. Мерой полярности служит электрический момент диполя св [кл/м, D дебай = 3.3*10-3 кл/м] равный произведению эффективного заряда на длину диполя lд

св=lд

Растёт с увеличением ЭО.

Металлическая — химическая связь, обусловленная свободными электронами. Характерна как для чистых металлов, так и их сплавов и интерметаллических соединений.

Водородная. Химическая связь образованная положительно поляризованным водородом молекулы A-H и отрицательным атомом B другой или той-же молекулы.

Вандервальсовы взаимодействия.

Диполь-дипольное взаимодействие. Молекулы ориентируются таким образом, что положительная сторона одного диполя была ориентирована к отрицательной стороне другого.

Индукционное взаимодействие. Диполи могут воздействовать на неполярные молекулы, превращая их в индуцированные диполи. Между постоянными и наведёнными диполями возникает притяжение. Энергия зависит от поляризуемости и увеличивается с увеличением размера молекулы.

Энергия вандервальсова взаимодействия. Eв = a/lв6 + b/lв12

a и b – постоянные.

Энергия связи(Eсв). Кол-во энергии, выделяющейся при образовании химической связи, называется энергией химической связи[кДж/моль]. Для многоатомных соединений принимают среднее её значение. Чем больше Eсв тем устойчивее молекула.

Длина связи(lсв). Расстояние между ядрами в соединении. Чем больше длина связи – тем меньше энергия связи.

Метод валентных связей.

А) химическая связь между двумя атомами возникает как результат перекрытия АО с образованием электронных пар.

Б) атомы вступающие в химическую связь, обмениваются между собой электронами, которые образуют связывающие пары. Энергия обмена электронами между атомами(энергия притяжения атомов) вносит основной вклад в энергию химической связи. Дополнительный вклад в энергию связи дают кулоновские силы взаимодействия частиц.

В) в соответствии с принципом Паули химическая связь образуется лишь при взаимодействии электронов с разными спинами.

Г)характеристики химической связи(энергия, длина, полярность) определяются типом перекрывающихся АО.

Метод валентных связей. Ковалентная связь направлена в сторону максимального перекрывания АО реагирующих атомов.

Валентность. Способность атома присоединять или замещать определённое число других атомов с образованием химических связей.

При переходе в возбуждённое состояние, один из спаренных электронов переходит в свободную орбиталь той же оболочки.

Донорно-акцепторный механизм: образуется общая электронная пара за счёт неподелённой пары электронов одного атома и вакантной орбитали другого атома.

Метод молекулярных орбиталей. Электроны в молекуле распределены по МО, которые подобно АО характеризуются определённой энергией и формой. МО охватывают всю молекулу. Молекула рассматривается как единая система.

1.Число МО равно общему числу АО, из которых комбинируется МО.

2.Энергия одних МО оказывается выше, других – ниже энергии исходных АО. Средняя энергия МО, полученная из набора АО, приблизительно совпадает с средней энергией этих АО.

3.Электроны заполняют МО, как и АО, в порядке возрастания энергии, при это соблюдается принцип запрета Паули и правило Гунда.

4.Наиболее эффективно комбинируются АО с теми АО которые характеризуются сопоставимыми энергиями и соответствующей симметрией.

5.Как и в методе ВС, прочность связи в методе МО пропорциональна степени перекрывания атомных орбиталей.

Порядок и энергия связи. Порядок связи n=(Nсв-Nр)/2. Nсв – число e на связывающих молекулярных орбиталях, Nр – число e на разрыхляющих молекулярных орбиталях.

Если Nсв = Nр, то n=0 и молекула не образуется. С увеличением n в однотипных молекулах растёт энергия связи. В отличии от метода АО, в методе МО допускается, что связь может быть образована одним электроном.

Комплексные соеденения. Сложные соединения у которых имеются ковалентные связи, образованные по донорно акцепторному механизму

Назвние начинается с названия отрицательного лиганда, с прибавлением буквы «о», затем приводятся нейтральные молекулы и центральный атом, с указанием римской цифрой его степени окисления. H2O(аква), NH3(амин), CO(карбонил), NO(нитрозил). Число лигандов обозначается приставками ди-, три-, тетра-, пенто- и др. или бис- трис тетракис- пентакис- гексакис- для комплексов у которых в названии уже используется приставки ди- три-… [Zn(NH3)2Cl]Cl – хлорид хлордиаминцинка.

R=8.31 Дж/(моль*К)

VA=22.4 л.

0=M/VA

n=m/M

Давление паров. p=Aexp(-B/RT), A и B – константы.

Картинка-подпись
Хочешь зарабатывать на СтудИзбе больше 10к рублей в месяц? Научу бесплатно!
Начать зарабатывать

Комментарии

Поделитесь ссылкой:
Рейтинг-
0
0
0
0
0
Поделитесь ссылкой:
Сопутствующие материалы
Свежие статьи
Популярно сейчас
Зачем заказывать выполнение своего задания, если оно уже было выполнено много много раз? Его можно просто купить или даже скачать бесплатно на СтудИзбе. Найдите нужный учебный материал у нас!
Ответы на популярные вопросы
Да! Наши авторы собирают и выкладывают те работы, которые сдаются в Вашем учебном заведении ежегодно и уже проверены преподавателями.
Да! У нас любой человек может выложить любую учебную работу и зарабатывать на её продажах! Но каждый учебный материал публикуется только после тщательной проверки администрацией.
Вернём деньги! А если быть более точными, то автору даётся немного времени на исправление, а если не исправит или выйдет время, то вернём деньги в полном объёме!
Да! На равне с готовыми студенческими работами у нас продаются услуги. Цены на услуги видны сразу, то есть Вам нужно только указать параметры и сразу можно оплачивать.
Отзывы студентов
Ставлю 10/10
Все нравится, очень удобный сайт, помогает в учебе. Кроме этого, можно заработать самому, выставляя готовые учебные материалы на продажу здесь. Рейтинги и отзывы на преподавателей очень помогают сориентироваться в начале нового семестра. Спасибо за такую функцию. Ставлю максимальную оценку.
Лучшая платформа для успешной сдачи сессии
Познакомился со СтудИзбой благодаря своему другу, очень нравится интерфейс, количество доступных файлов, цена, в общем, все прекрасно. Даже сам продаю какие-то свои работы.
Студизба ван лав ❤
Очень офигенный сайт для студентов. Много полезных учебных материалов. Пользуюсь студизбой с октября 2021 года. Серьёзных нареканий нет. Хотелось бы, что бы ввели подписочную модель и сделали материалы дешевле 300 рублей в рамках подписки бесплатными.
Отличный сайт
Лично меня всё устраивает - и покупка, и продажа; и цены, и возможность предпросмотра куска файла, и обилие бесплатных файлов (в подборках по авторам, читай, ВУЗам и факультетам). Есть определённые баги, но всё решаемо, да и администраторы реагируют в течение суток.
Маленький отзыв о большом помощнике!
Студизба спасает в те моменты, когда сроки горят, а работ накопилось достаточно. Довольно удобный сайт с простой навигацией и огромным количеством материалов.
Студ. Изба как крупнейший сборник работ для студентов
Тут дофига бывает всего полезного. Печально, что бывают предметы по которым даже одного бесплатного решения нет, но это скорее вопрос к студентам. В остальном всё здорово.
Спасательный островок
Если уже не успеваешь разобраться или застрял на каком-то задание поможет тебе быстро и недорого решить твою проблему.
Всё и так отлично
Всё очень удобно. Особенно круто, что есть система бонусов и можно выводить остатки денег. Очень много качественных бесплатных файлов.
Отзыв о системе "Студизба"
Отличная платформа для распространения работ, востребованных студентами. Хорошо налаженная и качественная работа сайта, огромная база заданий и аудитория.
Отличный помощник
Отличный сайт с кучей полезных файлов, позволяющий найти много методичек / учебников / отзывов о вузах и преподователях.
Отлично помогает студентам в любой момент для решения трудных и незамедлительных задач
Хотелось бы больше конкретной информации о преподавателях. А так в принципе хороший сайт, всегда им пользуюсь и ни разу не было желания прекратить. Хороший сайт для помощи студентам, удобный и приятный интерфейс. Из недостатков можно выделить только отсутствия небольшого количества файлов.
Спасибо за шикарный сайт
Великолепный сайт на котором студент за не большие деньги может найти помощь с дз, проектами курсовыми, лабораторными, а также узнать отзывы на преподавателей и бесплатно скачать пособия.
Популярные преподаватели
Нашёл ошибку?
Или хочешь предложить что-то улучшить на этой странице? Напиши об этом и получи бонус!
Бонус рассчитывается индивидуально в каждом случае и может быть в виде баллов или бесплатной услуги от студизбы.
Предложить исправление
Добавляйте материалы
и зарабатывайте!
Продажи идут автоматически
5076
Авторов
на СтудИзбе
455
Средний доход
с одного платного файла
Обучение Подробнее