Шпоры по общей химии
Подождите немного. Документ загружается.
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).
Квантовые числа- нужны для того чтобы определяет
местоположение электронное окно ядерного пространства.
Магнитное квантовое число (m) – характеризует ориентацию
орбитали в пространстве. (от –l до +l)
Спиновое квантовое число (s) – спин электрона. (+1/2 - ; -1/2 -
)Энергитический уровень- уровень, если группа орбиталей
имеет одинаковое значение главного квантового числа n.
Электронная конфигурация-pfgbcm hfcghtltktybz ‘ktrnhjyjd d
fnjvt/ 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(I
1
). Энергия необходимая для удаления
одного моля электронов от одного моля атомов какого-либо
элемента называется первой энергией ионизации I
1
.[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(E
ср
). Энергетический эффект
присоденения моля электронов к молю нейтральных атомов. E
ср
выражается в кДж/моль или в эВ. Наибольшие значения имеют
галогены, кислород, сера, наименьшие и даже отрицательные
значения её – элементы с электронной конфигурацией s
2
(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.Электроотрицательность=
есредH
EE
.
2
1
Основное(устоичивие) состояние атома-такое
состояние,которое характеризуется минимальной
энергией.Поэтому электроны заполняют орбитали в порядке
увеличения их энергии.
Теория Бора:
1электроны могут двигаться по стационарным орбитам.
2 При переходе с одной орбиты на другую.
Атомный радиус:
Атомный радиус не имеет строго определенной гранулы.
Атомный радиус- орбитальный радиус не имеет теоритических
расчетов, расстояние от ядра до наиболее удаленный от него max
электронной плотности. Эффективный радиус- это
2
1
расстояние между центрами двух смежных атомов в кристалле.
Химическая связь.
Химическая связь- различные виды взаимодествия обуславливающие
устойчивость существующих двух или много атомных
соединений.Основные черты химической связи:
1снижение общей энергией с-иы по сравнению с энергией суммарных
энергией изолированных частиц из которой эта с-ма состоит.
2Перераспределение электронной плотности химической связи.
Основные виды химической связи:
1Ковалентная,2Ионная3Металическая4Водородная5Вондервальские
взаимодействия.Энергия связи(E
св
). Кол-во энергии, выделяющейся при
образовании химической связи, называется энергией химической
связи[кДж/моль]. Для многоатомных соединений принимают среднее её
значение. Чем больше E
св
тем устойчивее молекула.Длина связи(l
св
).
Расстояние между ядрами в соединении. Чем больше длина связи – тем
меньше энергия связи.Ковалентный угол-угол между вообр.
Прямыми,соединяющие центры ядер
Кратность связи-число электронных пар, по средствам которых
осуществляется между атомами в молекуле.
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.Полярная- возникает
тогда когда соединение у атомов разная электроотрицательность.
Неполярная- если,ковалентная связь образуется из атома с одинаковой
электроотрицательностью.
Эл.плотность- смещена в сторону более электроотр. Атома.
Металлическая.
Водородная. образованная положительно поляризованным водородом
молекулы A-H и отрицательным атомом B другой или той-же молекулы.
Межмолекулярная- связь между молекулами.
Внутримолекулярная- связь внутри молек. Энерг.водорода связи
электроотриц. И с уменьшением размера атома.
Степень окисления- положит. Или отрицательное число,которое
присваивает степень окисления.
1в простом веществе=0
2в ионном соединение степень окисления равна заряду данного
иона.3ковалентных соединениях степень окисления всегда будет равна 14
в щелочных металлов степень окисления=+1(1группа)щелочная
+2(2группа)
5В мол.алг.сумма всех степень окисления =0.
Комплексные соединения-соединения сложные с ковалентной связью
образ по донорно акцепторному механизму.
Комплексы бывают:1анионые 2 катионные 3 нейтральные.
Комплекс:1внутренняя сфера(то,что в квадратных скобках)2внешняя
сфера(то,что за квадратными скобками)
K
4
[Fe(CN)
6
]
Комплекс образоват.- атом или ион имеющий вакантн.орбиталь.Чаще
всего компл. Образ. Dэлементы 6,7,1,2, группы Лиганды-атомы ионы или
молекулы они координир.около комплексов образов.
Одномолекулярные лиганды- лиганды одного типа молекул ионов.
Разноименные лиганды- лиганды 2-х типов молекул и ионов.
К-во лигандов- координационное число скординированых вокруг
компл.образователей.
Внешняя сфера- компенсирует заряд внутри атомные комплексы-
комплексы у которых внутренняя сфера имеет отрицат.заряд.Нейтральные
компл- комплексы у которого внешняя сфера отсутствует,внутренняя
сфера имеет нейтр.заряд или нуливой
Гибридизация- смещение Эл.оболочки происходит от орбит. с близкик
Ионная связь- электростатичность взаимодествие + и – ионов в
соедин.возник при большей разнице в электроотрц.и возм.между 1 и 2
группой и галогенами.Т.к. ионная связь не имеет сферич.х-ра не имеет
направленности и ненаправленности.
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.
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.
Термодинамика.
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.
VPUQ
-для изобарных.
Энергия- общая колич. Мера движения и взаим. Всех видов
материй.
Теплота(Q)-размерность ДЖ или количественная мера
харатич.колории движ.частиц.данной с-мы или тела.
Работа(А)-количественная мера направлен.движением частиц
мера энерг.перед.с-мы и другой по действием сил.
Параметри состояния- величины позвол. Состояния с-мы их
можно непосредственно изменить:1экстенсивные пропорцион.
Экстенсив. Кол-во вещества.2Интенсивные не зависим.от кол-ва
вещества.Внутренняя энергия- все виды энерг. С-мы,энергия
частиц молекул, кроме кинетич. И потенциальной с-мы энергии
как целого.
12
UUU
AUQ
Если системе сообщ.определенное количество тепла тела могут
обмен энергии и кол-ом теплоты и работы при этом
энергитический уровень не исчезает не появ.неоткуда.
Тепловой эффект- изменение энергии с-мы при протекании
хим. Процесса,с-ма не совершает никакой другой работы,кроме
работы расширения.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=[C
c
+(mC
в
)] T
C
c
– теплоёмкость сосуда калориметра.
C
в
– 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 = G
кон
- G
нач
G = - RTlnK
равн
G = -zFE
G = S, - удельная поверхностная энергия.
Если G<0 то реакция может протекать самопроизвольно.
Константа химического равновесия(только газы).
Константа равновесия-атом произведений равн.концентрации
продукта в степени хим.коэффициентов к произвольной степени
стихий
Пример:
222
33 NHHN
3
22
2
3
]][[
][
HN
NH
K
c
3
22
32
PHPN
HPN
K
P
)(RTKK
CP
2)13(2
...
коэфстихимитрразн
K
равн
= [L]
l
[M]
m
/[D]
d
[B]
b
К
р
=К
равн
(RT)
K
р
= 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.
Химическая кинетика.
Х.К-изучает механизм реакций и скорость
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 = -c/t
Vмг = dc/dt
V
пр
=K
пр
*[A]
a
[B]
b
V
обр
=K
обр
*[С]
с
[В]
d
Порядок реакции. Суммы порядков реакции по реагентам.
K = lnc/t
Правило Ван-Гоффа. V
2
= V
1
T/ 10
Уравнение Аррениуса. K = K
0
e
(-Ea/RT)
, K – константа скорости реакции, K
0
–
предэкспотенциальный множитель, e – это e.
Ea – энергия активации.
Если при изменении температуры, концентрация реагентов остаётся постоянной
то: V = V
0
exp[-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. K
рас
=C
A
/C
B
C
A
и C
B
–молярные концентрации вещества в жидкостях. K
рас
– коэффициент
распределения.
Степень диссоциации(). Отношение числа молекул, диссоциированных на
ионы, к обьщему числу молекул растворённого электролита.
Катализ
Катализ- распространенное явление,при котором изменен.скорость реакции при
ведении малых количеств посторон.в-в.
Катализатор- в-ва которые ускоряют.
Ингиторы- в-ва которые замежляют.
Ферменты-биокатализатор.
Закон Генри. Растворимость газов в жидкости пропорциональна их
парциальному давлению над жидкостью.
_______
=
n+m
m+
n
n-
m
pH=-lg a
H+
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=(nCр
Аm+
)
n
(mCр
Bn-
)
m
Гидролизом солей называют реакции обмена между водой и растворёнными в
ней солями.
Степень гидролиза . С
гидр
концентрация гидролизованных молекул. С –
исходная концентрация растворённых молекул.
= С
гидр
/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)*lnC
M
m = MэIt/