Аттестационная работа по химии

Электроотрицательность характеризует способность атома находящегося в соединении присоединять электроны. Это не строго физическая величина, а условная характеристика, полученная на основе экспериментальных и расчетных данных.

 

Ковалентность в методе валентных связей.

Каждый атом предоставляет один из пары электронов. Общее число электронных пар, которое он образует с атомами других элементов, называется ковалентностью.

 

Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной химической связи.

Донорно-акцепторная связь: один из атомов предоставляет не поделенную электронную пару (донор), а второй атом пустую орбиталь для приема этой пары (акцептор).

Кратность связи – общее число обобществленных 2-мя атомами электронных пар.

 

9. Катализаторы. Гомогенный и Гетерогенный катализ. Свойства катализаторов.

 

Катализа́тор — химическое вещество, ускоряющее или замедляющая реакцию, но не входящее в состав продуктов реакции. Количество катализатора, в отличие от других реагентов, после реакции не изменяется. Важно понимать, что катализатор участвует в реакции. Обеспечивая более быстрый путь для реакции, катализатор реагирует с исходным веществом, получившееся промежуточное соединение подвергается превращениям и в конце расщепляется на продукт и катализатор. Затем катализатор снова реагирует с исходным веществом, и этот каталитический цикл многократно (до миллиона раз) повторяется.

 

Гомогенный катализатор находится в одной фазе с реагирующими веществами, гетерогенный — образует самостоятельную фазу, отделённую границей раздела от фазы, в которой находятся реагирующие вещества. Типичными гомогенными катализаторами являются кислоты и основания. В качестве гетерогенных катализаторов применяются металлы, их оксиды и сульфиды.

 

Реакции одного и того же типа могут протекать как с гомогенными, так и с гетерогенными катализаторами.

Гетерогенные катализаторы имеют, как правило, сильно развитую поверхность, для чего их распределяют на инертном носителе (силикагель, оксид алюминия, активированный уголь и др.).

 

Для каждого типа реакций эффективны только определённые катализаторы. Кроме кислотно-основных, существуют катализаторы окисления-восстановления; для них характерно присутствие переходного металла или его соединения. В этом случае катализ осуществляется путём изменения степени окисления переходного металла.

Катализатор также может увеличивать скорость одной из стадий каталитического цикла, осуществляемого другим катализатором. В биохимических реакциях роль катализаторов играют ферменты.

 

ингибиторы (каталитические яды) связываются с катализатором и его дезактивируют, здесь имеет место подавление катализа, а не отрицательный катализ. Отрицательный катализ в принципе невозможен: он обеспечивал бы для реакции более медленный путь, но реакция, естественно, пойдёт по более быстрому пути.

 

18. Гидролиз солей..

Гидролиз – процесс хим. вз-вия в-в с водой. С ионной точки зрения гидролиз солей заключается во вз-вии определенной составной части (или сост. частей) соли с молекулой воды.

1. Соли образованные катионами сильных оснований и анионами сильных кислот

2. Соли образованные катионами сильных оснований и анионами слабых кислот

3. Соли образованные катионами слабых оснований и анионами сильных кислот

IV. Соли образованные катионами слабых оснований и анионами слабых кислот

Нет гидролиза.

Гидролизу подвергаются только те соли, ионы кот. могут образовать с молекулами воды малорастворяемые или малодиссоциируемые соединения.

Константа гидролиза. Степень гидролиза.

NH4CL + H2O

NH4+ + H2O = NH4OH + H+

Kp = [NH4OH][ H+] / [NH4][ H2O]

[ H2O] = Cисх =const

Kp [ H2O] = [NH4OH][ H+] / [NH4] = Kгидр  - константа гидролиза

Kгидр хар-ет способность соли к гидролизу. Чем > Kгидр ,тем глубже протекает процесс.

Чем слабее электролиты, тем в > степени протекает гидролиз.

Факторы, влияющие на степень гидролиза:

1).константа гидролиза

2).концентрация

NaCH3COO  + H2O

CH3COO - + H2O = HCH3COO + OH-

C – исх. конц. соли

h – степень гидролиза

Kгидр = [HCH3COO][ OH-] / [CH3COO -] = h2C2 / (1-h)C = h2C2 / C = h2C

h<<1     h = (Kгидр / C)1/2

Чем более разбавлен р-р, тем глубже идет гидролиз.

3). Температура

Гидролиз – процесс обратный р-ции нейтрализации. Поскольку процесс нейтрализации -процесс экзотермический, то гидролиз – процесс эндотермический.

Согласно принципу Ле-Шателье повышением температуры приводит к смещению равновесия в сторону эндотермического процесса, поэтому с понижением  температуры степень гидролиза растет.

Если катион и анион принадлежат слабому электролиту, то соли такого типа подвергаются почти полному разложению. Если в состав соли входит либо катион, либо анион, принадлеж. слабому электролиту, то гидролиз явл. частичным, протек. преимущественно по первой ступени, при этом происходит подщелачивание.

 

13. Вода. Водородная связь.

Вода- самое растворенное вещество естественного происхождения, Молекула воды имеет уголковое строение (угол 108.5о)

Физ. св-ва воды: аномально высокая теплоемкость и температура кипения.

Высокая теплоемкость и температура кипения связана с наличием в структуре воды особого вида связи, наз. водородным.

 

Водородная связь – связь электростатического хар-ра образующаяся без дополнительного обобществления электронной плотности в том случае, если атом водорода связан с атомом сильно электроотрицат. элемента.

Поскольку в молекулах воды оптимальное соотношение числа атомов H и числа неподеленных эл. пар, они образуют объемную сетку водородных связей. Поэтому наличие водородных связей особенно сказывается на св-вах воды (при нагревании нужно разрушить не только ковалентные, но и водородные связи).

Вода сущ. В природе во всех трех агрегатных состояниях.

При фазовом переходе жидкости в тв. в-во происходит не увеличение плотности как обычно, а ее уменьшение.

Каждый атом водорода окружен 4 другими, однако в структуре воды присутствует ков. и водор. связи, что приводит к образованию пустот, размеры кот. превышают размеры молекулы воды.

При плавлении льда в первую очередь нач. разрываться водородные связи, как более слабы, освобождающие при этом молекулы воды всматриваются в сохраняющиеся пустоты, что приводит к повыш. плотности. По мере нагревания, облаков стуктуры становится все больше. Лишь в газовой фазе вода не ассоциирована.

 

5. Периодический закон Менделеева. Периодическая система элементов. Горизонтальные, вертикальные, диагональные  аналогии в периодической системе. Явление кайносимметрии.

 

Периодический закон и его сущность.

Периодический закон открыт в 1870 году Д.И. Менделеевым.

Свойства химических элементов, а также образованных ими простых и сложных формул (соединений) находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома.

 

Периодическая система элементов.

Каждый период начинается со щелочного металла и заканчивается благородным газом.

При переходе от элемента к элементу, т.е. при увеличении порядкового номера происходит периодическое изменение структуры электронных оболочек.

 

Зависимость между строением атома и химическими свойствами

Горизонтальные, вертикальные, диагональные аналогии в периодической системе.

При увеличении порядкового номера в периодах слева направо нарастают неметаллические (кислые) свойства. В группах нарастают металлические (основные свойства). Это приводит к тому, что вблизи диагонали проведенной из левого верхнего угла в правый нижний элементы образующие соединения амфотерного характера.

Друг под другом в таблице Менделеева расположены элементы с одинаковой структурой внешнего (застраивающегося) энергетического уровня. Это вертикальные аналоги. Первая группа – щелочные металлы, вторая – щелочноземельные (Sr, Ca, Ba), пятая – пниктогены, 6- халькогены, 7- благородные газы. Примером вертикальных аналогий в таблице Менделеева являются элементы одной и той же группы. Они образуют одинаковые по форме соединения, а их физические и химические свойства похожи между собой. Однако повторимость свойств вертикальных аналогов не является абсолютной. Это связано с двумя причинами: 1) увеличение металлических свойств в группах; 2)кайносимметрия

 

Явление кайносимметрии.

Кайносимметрия – явление резкого отличия химических свойств элементов с новой симметрией электронных облаков от их вертикальных аналогов. Элементы двух периодов резко отличаются по своим химическим свойствам от последователей-это элементы кайносимметрии (элементы с новой симметрией электронных облаков). Для элементов второго периода характерно появление p электронных облаков, что и приводит к отличию их свойств от элементов образующих группу. Аналогично легкие d элементы отличаются по свойствам от тяжелых d элементов (4d, 3d). Лантаноиды отличаются от актиноидов (4f, 5f). И совершенно уникальной является химия водорода.

 

25. Гальванические элементы. Элемент  Даниэля-якоби. Концентрационный гальванический элемент.

 

Два металла, погруженные в растворы их солей, соединенные между собой электролитическим ключом, образуют гальванический элемент. Впервые гальванический элемент предложил Вольта. Этот элемент состоял из медных и цинковых пластинок, разделенных сукном, смоченным раствором серной кислоты. При последовательном соединении большого числа пластинок элемент Вольта обладает значительной ЭДС.

 

гальванический элемент Даниэля-Якоби . Он состоит из медной пластины, погруженной в раствор сульфата меди, и цинковой пластины, погруженной в раствор сульфата цинка. Для предотвращения прямого взаимодействия окислителя и восстановителя электроды отделены друг от друга пористой перегородкой. На поверхности цинковой пластинки возникает двойной электрический слой и устанавливается равновесие

Таким образом, при замыкании внешней цепи возникают самопроизвольные процессы растворения цинка на цинковом электроде и выделения меди на медном электроде.

2 - электролитический  мостик; 3 - гальванометр

 

при работе элемента Даниэля-Якоби протекают следующие процессы:

1 Реакция окисления цинка Zn0 – 2e → Zn2+ (анодный процесс). Процессы окисления в электрохимии получили название анодных процессов, а электроды, на которых идут процессы окисления, называют анодами;

2 Реакция восстановления ионов меди Cu2+ + 2e → Cu0 (катодный процесс). Процессы восстановления получили название в электрохимии катодных процессов, а электроды, на которых идут процессы восстановления, называют катодами.

3 Движение электронов во внешней цепи.

4 Движение ионов в растворе: сульфат-анионов к аноду, катионов цинка и меди к катоду.

получаем

Zn + Cu2+ = Cu + Zn2+.

Вследствие этой химической реакции в гальваническом элементе возникает движение электронов во внешней цепи и ионов внутри элемента, т. е. электрический ток, поэтому суммарная химическая реакция, протекающая в гальваническом элементе, называется токообразующей.

 

Концентрационный элемент – это гальванический элемент, состоящий из двух одинаковых металлических электродов, опущенных в растворы соли этого металла с различными активностями (концентрациями) а1 > а2. Катодом в этом случае будет являться электрод с большей концентрацией. Т.к. стандартные электродные потенциалы обоих электродов равны, для ЭДС концентрационного гальванического элемента получаем для ЭДС из уравнения Нернста

 Е = (RT/zF)•ln(a1/a2),

z - заряд катиона металла

F - число Фарадея.

 Иногда различием в активностях  и концентрациях пренебрегают, тогда  вместо а1 и а2 подставляем концентрации С1 и С2.

 Т.о., подставляя Т=298 К, величины констант, и переведя натуральный логарифм в десятичный, получаем для ЭДС

 Е = (2,3•8,31•298/1•96500)•ln(0,1/0,01) = 0,059(В)

 Ну а электродные процессы: это растворение серебра на  аноде и восстановление его  на катоде -

 А: Аg0 – ē = Аg+

 К: Аg+ + ē = Аg0 

 

26.Аккумуляторы. Свинцовый (кислотный) аккумулятор. Зарядка. топливные элементы. Водородно-щелочной элемент.

 

Аккумуляторы – обратимые источники энергии. После зарядки их можно многократно использовать.

Свинцовый (кислотный) аккумулятор: электроды свинцового аккумулятора изготовлены из свинцовых решетчатых пластин, погруженных в р-р серной кислоты с конц-ей 30-40% (при этой конц-ии теплопроводность max).

 

Работа ак-ра (разрядка).

Pb, PbO2, H2SO4(30-40%)

(-)A: (Pb0 – 2e = Pb2+)

Pb0 + SO42- - 2e = PbSO4

(+)K: (Pb4+ + 2e = Pb2+)

PbO2 + SO42- + 4H+ + 2e = 2PbSO4 + 2H2O

Pb + SO42- + PbO2 + SO42- + 4H+ = 2PbSO4 + 2H2O

Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O

ЭДС такого аккумулятора составляет ~ 2B.

В процессе работы ак-ра расходуются в-ва и его составляющие и через некоторое время необходима зарядка. Для этого ак-р подклячают к источнику постоянного тока. Ток протекает в обратном направлении, чем при работе ак-ра.

 

Зарядка.

PbSO4, H2SO4(разб.)      A®K, K®A

(+)A: Pb2+ - 2e = Pb4+

PbSO4 + 2H2O – 2e = PbO2 + SO42- + 4H+

(-)K: H+(H2SO4p)     Pb2+(PbSO4)

E02H(+)/H2 = 0B      E0Pb(2+)/Pb = -0,13B

Однако, поскольку PB2+ входит в состав малорастворимой соли, то его конц-ция сильно отличается от стандартной.

EPb(2+)/Pb ¹ E0Pb(2+)/Pb =< -0,13B

Из сравнения электродных потенциалов следует, что ион водорода более сильный ок-ль, чем Pb2+. Однако реально на катоде идет процесс восст-я ионов свинца. Особенно велико перенапряжение на свинце в серной кислоте, оно составляет –1,3В.

E2H(+)/H2 = -1,3B

Из-за кинетических трудностей выделения молекул. водорода Pb2+ оказывается более сильным ок-лем, чем ион водорода.

(-)K: Pb2+ + 2e = Pb0

PbSO4 + 2e = Pb0 + SO42-

PbSO4 + 2H2O = Pb + PO2 + 2H2SO4

 

Топливный элементы осуществляют прямое превращение энергии топлива в электричество минуя малоэффективные, идущие с большими потерями, процессы горения. Это электрохимическое устройство в результате высокоэффективного «холодного» горения топлива непосредственно вырабатывает электроэнергию.(митохондрии)

Топливные элементы — это электрохимические устройства, которые могут иметь очень высокий коэффициент преобразования химической энергии в электрическую (~80 %)

 

Щелочные топливные элементы потребляют водород и чистый кислород, и производят воду, тепло, и электричество. Они являются самыми эффективными из топливных элементов, коэффициент полезного действия их доходит до 70 %. 
10. Химическое равновесие. Константа хим равновесия. Смещение хим равновесия. Ле-Шателье.

 

Химическое равновесие — состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямая-обратная реакция равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.