Шпаргалка по "Химия"

Ур-ия ХР, кот записыв  как обычн Ур-ия, но с указан величины и знака ТЭР, назыв ТХ. Особенности ТХ: 1) надо обяз указыв агрегатное сост в-ва, 2) в ТХ Ур-ий допустимы дробные коэф, 3) тепл эф счит полож, если теплота реакции поглащ, т к это ведет к увелич энтальпии, 4) счит отриц, т к –(delH)

 

18. Станд энтальпия образов в-ва. Закон Гесса и его следствия.

Станд условия: 1) Р0=760 мм рт ст-1 атм=101,3 кПа, 2) t=25 C=298 K. ТЭ соответств-ий образов 1 моля сложн в-ва из простых в-в ТД устойчивы при с.усл., назыв станд энтальпией образов в-ва (delH0). СЭ образов в-в завис от агрег сост, значит обязат указыв агрег сост.

Закон Гесса в 1836: ТЭ ХР не завис от способа ее проведения, а завис лишь от нач и конечн сост реаг в-в.

Следствия: 1) Энтольпия  образов хим соед и энтольпия  его разлож равна по велич, по противоположн знаку, 2) ТЭР равна разн м/у Σ станд энтальпии образов реакций и Сум энтольп образов исходного в-в умнож на сиехиоиетр коэф.

nA(т)+mB=p(т)+qД

Энт образов в-ва явл  мерой его устойчивости, при повышу го темп, если станд энтольп образо  отриц, то соед менее устойчиво. В орган соед чем меньше delH0, тем больше термич устойчивость, т е стойкость к разлож при его нагреве.

 

19. Энтропия. Расчет  ХР. Энергия Гиббса. Направл течения ХР.

ТД сис-му можно охар-ть двумя способами: 1) можно охар-ть макросост сис-мы, указав ТД параметры, 2) микросост си-мы , указав корд и хар-ки кажд мол-лы. Кажд макро соотв множ микро. В сист сост из большого числа частиц самопроизвольно могут происходить процессы перех от менее вероятн к более вероятн состоянию.

Энтропия опред при  станд услов, назыв станд энтропией (S0 Дж/моль*К)

Энтропия возраст при  перех в-ва из крист сост в жидкое, и из жидкого в газообр, а также  при расшир газов, при хим реакц происход с увелич чмсла частиц, особенно в газооб сост.

 

20. Скорость  ХР в гомоген и гетероген сис-мах. Средняя и истинная скорость.

По типу механизма: 1)необратимые 2)обратимые 3)последовательные 4)параллельные 5)ценные 6)фотохимические. По усл.проведения:

-изотермические

-неизотермические

-при постоян.объёме

-адиабатические

-неадиабатические

По использ.католиз. Католич. и некатолит

По фазовому сост. реагента: -гомогенные, -гетерогенные, Скорость: моль/л с

Энергия активации - энергия  необход.для преодолен.сил оттал-кивания  электрич. оболочек со ударяющ молекулами (энергия затрачив.для перево-да исходн.реагентов в сост.акт.комплекса). Энтропия активации вероятность надле-жащей ориентаций соодурающ.активных молекул.

 

21. Зависимость  скорости реакции от концентрации. З-н действующих масс.

З-н действ масс в 1867 Гультберг  и Вааге: скорость гомог реакц ХР при пост темп прямопропорц произвед концентрации реаг в-в, возвед в степень соответств их стехиометр коэф в Ур-ии реакции v=K*Ca(n)*Cb(n).

При t=const скорость химич.реакции  прямопропорционально произвед.концентрац. реагир.в-в возведен. в степени  их стерео-хим.коэф:v=

K-константа.скор.р-ии  При повышен t=10С, Скорость увелич.2-4р

 

22. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Ур-ие Аррениуса. Энергия активации и энтропия активации.

Завис скорости реакц  от тепер выраж правилом Вант-Гоффа: при повыш темпер на кажд 10 С скорость ХР возраст в 2-4 раза V(t2)/V(t1)=γ*(t2-t1/10)

В отлич от гомоген  ракц в гетероген сист протек на пов-ти раздела фаз, значит скорость гетероген реакц измер измен  концетрац реаг в-в или продуктов  реакц (растворен или газообразен) в единицу времени на ед площади раздела v=+/- delC/delτ*1/S

Условия ХР: 1) соударение частиц реаг в-в. 2) взаимод их м/у  собой, 3) образов мол-л продуктов  реакц.

Энергия активации –  энергия необход и достаточное  для перераспред Эл-ой плотности и возникнов новых хим связей. Еа равна min энергии, кот должны преобрести молэлы, чтобы стать реакционно активными. Соотнош м/у активн и неактивно пред законом распред Максвелла-Вольцмана: n=n(0)*e(-Ea/RT)

Sa – энтропия активации – это вероятность благоприятн ориентац соудар мол-л, привод их к взаимодейств.

Ур-ие Аррениуса: K=A*e(-Ea/RT)*e(Sa/R)

 

23. Влияние катализаторов на скорость реакц. Гомогенный и гетерогенный катализ.

Катализаторы – в-ва изменяющие скорость хим процесса, но не расходующиеся в ходе реакции. Катализ делятся на полож (увелич скорость реакц) и отриц-ингибиторы (уменьш скорость реакц). Если реаг в-ва и кат-р наход в одной фазе, то назыв гомогенный v=Ck. В разных фазах – гетерогенный, обычно твердые в-ва v=Sk.

Цепные – реакции, в кот образов продуктам реакц явл рез-т цепи актов элементарной…: инициирование, рост цепи, обрыв цепи.

 

 

 

 

 

 

24. Мех-зм ХР. Цепные реакции.

Активн.частицы пере-дают энерг.возбужд.ч

Обрыв цепи происх. при  потере активн. центра:1)столкновен. акт.частиц друг с друг 2)столкн.со стенкой 3)столкн.с частицами примеси не вступив. в реакцию.Фот.хим.р—р-ии возбужд.дейст видимого света и уль-трофиолетов.излучен Условие: 1)опр.длина.волны поглощ.одним из реагир.в-в; 2) Е погл. не ниже Еакт молеку-лы её поглатившей. На Земле фотосинтез.

ФотоХР – реакции, происход под действием светового  излуч. Могут быть цепными не цепными. ФХР явл реакц старения материала под действ солнечн света – цепные. Нецепные кажд кванту, действ на вещ-во света соот только один Эл-нт акт взаимороглощ света.

 

25. Необратимые  и обратимые ХР. Хим равновесие. Принцип Ле-Шателье.

При t=const отн K1/K2 будет  постоян Kp Ле-Шателье: если на устойч.сист.подейст-вовать,то равновесие сместиться в сторону  реакции, которой препяствует произведён процессу. При +t в сторону эндотермич. При -t экзотермической.

Есть ХР, кот могут  проходить  впрямом и обратном направл. В обратим реакц с уменьш скорости прямой происх увелич обратной и ч/з опред вр скорость прямой становиться равна скорости обратной и наступ сост хим равновесия. Сост хим равновес сущ при строго опред условиях, при изм хотя бы одного из них равновес наруш, происх смещение.Направл смещ опред принципом Ле-Шателье: если на сис-му наход в сост хим равновес подейств из вне, то равновес смещ в сторону той реакц, кот ослаб произвед воздейств. При повыш t рановес смещ в сторону эндотерм процесса, при уменьш – экзотермич.

 

26. Общая хар-ка  растворов. Способы выражения концентрации р-ров.

Раств.наз.термодин. устойчив.однофазную сист.сост.из двух и более компонентов. Сост.из растворителя и растворён в-ва

Класификация: -концентрированные, -разбавленные,

-насыщенные, -пересыщенные. Способы  выр-ния-7:

-массовый процент(1), -молярная(2), -моляльная(3),

-мольная доля(4), -эквивалентная(5), -титр;(6),

-Растворимость(7):

газ в жидкости:

увелич.с +t и –p(давл)

жидкость  в жидкости:

твёр.тело в жидкости:

увелич.с +t,р не завит

Р-р – твердое, жидкое или газообразное гомогенная, сост из двух или более компонентов, относ  кол-ва кот могут изм в широких  пределах. Компонентом явл в-во и р-ль.

В химии особое знач имеют жидкие р-ры, и те, в кот растворит явл вода. Свойства в-ва раствор в воде, назыв растворимостью. Кол-но растворим выраж концентрац р-ра.

 

27. Свойства разбавленных  р-ов неэлектролитов. Первый з-н  Рауля.

Р-ры имеющие конц раствор в-ва более 10% назыв концентриров, менее 10% - разбавл. Неэлектролиты – р-ры не провод Эл-ий ток.

В 1887 Рауль 1 з-н: относ  пониж давл насыщ пара р-ля над  р-ом равно молярной доле растворенного  в-ва (Po-P)/Po=N(2).

При раствор в жидк-ти любого в-ва давл насыщ пара пониж. Таким образом давл насыщ пара растворит над равствор всегда меньше, чем над чист растворит при той же t. Разность м/у давл насыщ пара над раствор и над растворит назыв пониж давл пара р-ра.

 

28. Кипение и кристаллизация  р-ов. Второй з-н Рауля.

Кажд индивид в-во хар-ся в строго опред температурами преходов из одного агрегатного сост в другое. Жидкость кипит, когда давл ее паров станов равное внешн (атмосф) давл. Любая жидкость начин замерзать при той t, при кот она будет иметь такое давл пара, как над тверд криссталами этого в-ва. Т.е. для кажд в-ва при опред давл, темпер кипения – велич постоянная, а также t замерз – поятоянна.

2 з-н Рауля: для разбавл неэлектролитов повыш t кипен и пониж t замерз пропорц моляльной конц р-ра. deltк=Кэ*См, deltз=Ккр*См.

Следствие: эквивалентные  кол-ва в-в будучи растворены в одном  и том же кол-ве растворит пониж  ее точку замерз или повыш точку  кипения растворит на одно и то же число градусов.

 

29. Явление  Осмоса. Осмотическое давление. З-н  Вант-Гоффа.

Давл, кот оказыв на стенки сосуда и пористой мембрану, назыв  осматическим.

Явл осмоса изучал Вант-Гофф. Он установил, что давл завис от молярной конц р-ого в-ва Росм=СмRT.

Осмос—диффузия молекул  р-ля в раст-воре через полупро-ницаемую перегарод-ку,но не проницае-мость для молекул

растворенного.в-ва Pосм=P/S. Закон: Pосм=P,котор. оказывало бы раств. в-во,если оно нах. В газообр.сост.и  заним. объём раствора Pосм=mRT/M.

 

30. Р-ры электролитов. Причина электролитической диссоциации.  Сильные и слабые электролиты.

Электролиты – в-ва диссоц в р-ре или в распаде на ионы и способн проводить электрический  ток. Электролит диссоц – процесс  распада электролитов на ионы в рез-те взаимод с р-телем.

Теория электролит диссоц разраб в 1887 Аррениусом: при раствор  в воде электролита распадаются на катионы и анионы.

В распл.и растворен. сост.проводят ток; Ткип;Ткр;Росм;(det)P всегда>чем  концентр. растворов.Теория: сальвотация—взаим. ионов электролитов

с полярными молеку-лами раств-ля (если рас-ль вода,проц.наз.гидротацией).Процес диссоциации крис-талов с ионной структурой:отриван. ионов может проис-ходить:1)из притяжен молекул воды;2)из толчков со стороны других молекул наход в движении;3)из-за теплов.колебаний ионов в кристал. решётке.Диссоциация полярных молекул: Ионизация—процесс преобразов.полярной структуры в ионную.

Альфа=число дисоц-иированных молекул/ общее число раствор  молекул.Виды элект 1)сильные(Альфа>30% для 0.1н р-ра(все щелочи) в водных растворах дисоции-рованы прак-тически  нацело;2) слабые (Альфа<3% для 0.1н р-ра) в водн.раст-рах диссоциируют части-чно и в растворе устан. равновесие между ионами и недисоции-рованными молекулами (органич.кислоты,соли малораствор.в воде, слабые:кислоты и основания)3)элементы средней силы (Альфа =3-30% для 0,1н р-ра) Альфа= (i-1/(n-1))100%

Кд—выражение для  константы равнове-сия,на основе законов  хим.равновесия. Зависит от природы  элект-ролита и раств-ля от t Не зависит.от конц-ции.

 

31. Свойства  разбавленных растворов сильных  электролитов. Изотонический коэффициент.  Связь изотонического коэффициента и степени диссоциации.

 

 

 

 

 

 

32. Слабые электролиты.З-н  разбавления Оствальда.

Степень диссоциации  слабых электролитов зависит от конц р-ра, поэтому для определ принадлежн Эл-та к сильным или слабым, сравнивают альфа, для децимолярных р-ов.

Альфа слабых Эл-тов меньше 3%. Слабые Эл-ты диссоц по схеме KA=K(+)+A(+).

З-н Оствальда α=sqrt(Ko/C) 1888, чем меньше молярная конц р-ля слабого Эл-та, тем больше степень диссоц.

Кр отвеч диссоц слаб Эл-таназыв Кд – const диссоц. Велич Кд завис от природы Эл-та и р-ля и от t.

Кд хар-ет способн Эл-та распада на ионы чем больше Кд, тем  легче Эл-ит диссоц на ионы. Если оюознач  конц Эл-та распад на два иона ч/з  С, степень диссоц ч/з альфа, тогда  кол-во непродиссоц С(1-альфа), конц ионов  Сα, тогда Кд=Сα(2)/1- α.

 

33. Ионные реакции  и их Ур-ия. Гидролиз солей.

ХР, протек за счет пергруп  ионов и сопровожд образ труднораствор, легколетучего или малодиссоц соед назыв ионной реакц. Сущность ион  обменов выраж Ур-ем. В состав его входят ионы, взаимн с образов  осадков, газов, слабых Эл-литов и т.д.

Гидролиз – разлож водой. Это  обратимая реакция взаимод раств  соли с мол-ми воды, привод к образов  слабого Эл-лита.

Это хим.взаимод. ион-ов соли с ионами воды, сопровожд.изменен. концентрии последних

1)соль сильной кис-лоты и сильного основ. Т.к.равновесие не на-рушается,это гидроли-зу не подвергаются.

2)соли слабой к-ты и сильн.основ  имеют щелочную реакцию;

3)соль слабого основ. и сильной  к-ты:гидро-лизу подвергается к-та  сопровождается выс-вобождением  водоро-

да(+) и их накаплением в р-ре(pH<7);

4)соль слабого осн.и слаб. к-ты:р-ия  среды зави-сит от относит.силы  образ.к-ты и основан.

5)соли слабого основ. и слабой  кислоты—полный гидролиз.Рав-новестн.сост.хар.степенью  гидролиза h=число гидролированых  молей соли/общее число растворённых молей соли 100%.

 

34. Диссоциация воды. Ионное  произведение воды. Водородный показатель.

Вода – слаб Эл-ит и диссоц на ионы.

К(H2O)=[H+]*[(OH)-]=10(-14) – ионное произвед воды.