Материал для краткого описания курса неорганической химии

3.Периодическая таблица Д.И. Менделеева в свете строения атома.

Периодическая система элементов Д.И. Менделеева. Закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений в периодах и группах. Свойства и различия подгрупп А и Б. Схема Косселя. К моменту открытия периодического закона было известно 63 эл-та. Периодический закон: св-ва простых в-в, а также св-ва их соединений находятя в периодической зависимости от величины их  атомных масс. После открытия закона Мозли: корень квадратный из частоты колебания характеристического рентгеновского излучения прямо пропорционален порядковому номеру элемента; периодический закон получил новую современную формулировку: св-ва эл-тов, а также их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра Эл-та или его порядкового номера. Св-ва равномерно изменяются не только у эл-тов, но и у их соединений. Для рассмотрения кислотных и основных св-в гидроксидов часто используют схему Э-О-Н. В главных подгруппах сверху вниз радиусы увеличиваются. В побочных группах сверху вниз радиусы увеличиваются незначительно. Это объясняется тем, что у d-элементов заполняется предвнешние орбитали (эффект экранирования). Слева направо в периодах атомный радиус уменьшается, т.к. увеличивается заряд ядра. У ионов аналогично. У катионов радиусы всегда меньше,  чем у нейтральных атомов, у анионов наоборот.

4.Изменение радиуса атомов в пределах одного периода и в пределах одной группы по мере роста порядкового номера элементов. Объяснение на основе строения атома.

Свойства атомов. Радиусы нейтральных атомов и ионов. Изменение их по периодам, группам и подгруппам А и Б. В квантовой химии радиусом называется расстояние от ядра до последнего максимума электронной плотности. Атомные радиусы зависят от заряда и положения атома в периодической сис-ме. Чем больше порядковый номер и чем меньше заряд ядра, тем больше радиус. В главных подгруппах сверху вниз радиусы увеличиваются. В побочных группах сверху вниз радиусы увеличиваются незначительно. Это объясняется тем, что у d-элементов заполняется предвнешние орбитали (эффект экранирования). Слева направо в периодах атомный радиус уменьшается, т.к. увеличивается заряд ядра. У ионов аналогично. У катионов радиусы всегда меньше,  чем у нейтральных атомов, у анионов наоборот.

8.Ковалентная связь. Условия ее образования.

Основные характеристики ковалентной связи. Свойства ковалентной связи. Длина, насыщаемость, направленность, поляризуемость. Ковалентная связь характеризуется 3-мя св-вами: насыщаемостью, направленностью и поляризуемостью. Насыщаемость. Причиной этого является св-во насыщения хим. связи, которая и предопределяет формулу в-ва. При приближении 3-го атома к молекуле водорода электрон будет иметь одинаковое направление спина по отношению к одному из электронов в молекуле Н₂. Это будет сопровождаться повышением энергии сис-мы, что приведет к отталкиванию 3-го атома. Таким образом в молекуле использованы обе возможности спина, т.е. происходит насыщение хим. связи. Направленность. В соответствии с основным положением метода ВС для образования хим. связи электронные облака ориентируются в направлении максимального перекрывания, при этом в образовании связи участвуют одноэлектронные облака. Учитывая, что форма эл. облака может быть различной, поэтому и способы перекрывания облаков различаются. В зависимости от этих способов перекрывания различают  π и σ-типы связей. σ-связь образуется вдоль линии, соединяющей центры атомов.  π-связь образуется по обе стороны о линии, соединяющей центры атомов. Таким образом в молекуле N₂ имеется 1 σ-связь и 2 π-связи. Следует отметить, что в первую очередь образуется всегда σ-связь. Она является более прочной. Каждая последующая π-связь будет слабее предыдущей. Поляризация. При взаимодействии разных атомов образующаяся хим. связь всегда более или менее полярна. При взаимодействии эл. облаков подобного рода общая эл. плотность всегда смещается к более ЭО элементу. При этом этот элемент приобретает некоторый отрицательный заряд, а элемент, от которого оттянута общая эл. плотность, приобретает некоторый положительный заряд. Такое перераспределение эл. плотности приводит к образованию полюсов или диполя. Основной кол-венной хар-кой диполя является дипольный момент μ=ql (Дебай). Дипольный момент величина векторная и представляет собой векторную сумму дипольных моментов всех хим. связей в молекуле и несвязанных эл. пар. Длина. Длина связи хар-ет расстояние между атомами в молекуле . Чем меньше длина связи, тем связь прочнее.

10.Координационная и водородная связь. Условия их образования.

Донорно-акцепторный механизм образования химической связи. Один атом, ион или молекула предоставляет готовую эл. пару (донор). Ион, атом или молекула предоставляющая свободную орбиталь называется акцептором. При таком механизме между ядрами образуется область с повышенной эл. плотностью, что сопровождается выделением энергии.

11.Описание ковалентной связи методом валентной связи (ВС).

Многочисленными опытами было установлено, что при образовании химической связи энергия сис-мы понижается, поэтому изучение зависимости энергии сис-мы от расстояния между атомами позволяет определить образование хим. связи. Впервые такую зависимость в 1921 г. изучили Гейтлер и Лондон. Они выбрали самую простую сис-му (Н+Н→Н₂). Используя Ур-е Шрёдингера попытались определить от каких факторов зависит энергия сис-мы. Ими было установлено, что энергия сис-мы зависит от двух составляющих. Е=~К+/-О→Е=~К+О; Е=~К-О→ -О<E<O, где К- кулоновский интеграл, включающий все электростатические взаимодействия, О- обменный интеграл, включающий образование общей электронной пары. Условию уменьшения энергии удовлетворяет функция ψ, определяющая состояние электронов с антипараллельными спинами. Таким образом, было установлено, что хим. связь образуется двумя электронами с антипараллельными спинами. Образование молекул водорода графически можно представить в виде взаимодействия электронных облаков. Из данного графика следует: при взаимодействии s-облаков происходит их перекрывание и образуется область с повышенной электронной плотностью. Таким образом были установлены условия, при которых происходит образование хим. связи. Поскольку точное решение ур-я Шрёдингера возможно для двух протонов и электрона, то для сис-мы с большим кол-вом электронов используют приближенные методы расчетов: 1) метод валентной связи, 2) метод молекулярных орбиталей. Основные положения метода ВС. 1) хим. связь образуется двумя электронами с произвольно направленными спинами, причем эта пара принадлежит обоим атомам. 2) при образовании хим. связи происходит перекрывание электронных облаков, что сопровождается понижением энергии сис-мы, и в межядерном пространстве образуется область с повышенной электронной плотностью. 3) хим. связь тем прочнее, чем в большей степени происходит перекрывание электронных облаков, поэтому в пространстве электронного облака располагаются в направлении максимального перекрывания.

13.Основные понятия химической термодинамики Внутренняя энергия и энтальпия.

Основные понятия химической термодинамики. Характеристика равновесного состояния. Теплота и работа. Внутренняя энергия. Термодинамика изучает законы, которые описывают обмен энергией между изучаемой системой и окружающей средой. Химическая термодинамика-это наука, изучающая переход энергии из одной формы в другую при химических процессах и устанавливающая пределы их самопроизвольного протекания и их направленность. Изучаемая система-совокупность химических в-в, мысленно обособленных от окружающей внешней среды. Гомогенная с-ма-части которой различающиеся по св-вам не имеют видимой границы раздела. Если такая граница имеется, то такая с-ма называется гетерогенной (состоит из двух и более фаз). Фаза - гомогенная часть гетерогенной с-мы. Каждое состояние с-мы хар-ется набором параметров состояния (термодинамических параметров состояния). Изменение хотя бы одного параметра может привести к привести к началу хим. реакции. Св-ва с-мы определяются её равновесным состоянием, при котором со временем не изменяются параметры сос-ния. Важнейшими хар-ками состояния с-мы являются теплота и работа. Если между изучаемой с-мой и окружающей внешней средой возможен обмен энергией и работы, то такая сис-ма называеся открытой. Если не возможен обмен – изолированной. Если возможен только энергообмен – замкнутая. Важнейшей хар-кой состояния с-мы является внутренняя энергия (U)-функция состояния с-мы. Внутренняя энергия-величина, хар-ющая весь внутренний запас энергии, который складывается из энергии поступательного и вращательного движения молекул, колебательной энергии атомов и атомных групп, входящих в состав молекул, энергии вращения электронов, ядерная энергия. Абсолютное значение U определить невозможно. Можно определить только ΔU.

14.I закон термодинамики. Энтальпия образования химических соединений.

Первый закон термодинамики и его применение при условии постоянного объема и постоянного давления. I закон термодинамики: теплота подведенная  к с-ме идет на изменению внутренней энергии и совершение работы самой сис-мой. Многие химические процессы протекают либо при постоянном объеме либо про пост. давлении.(V=const; A=pΔV=0 => ΔU=Q_V)(p=const; Q_P=(U₂-U₁)+p(V₂-V1)=(U₂-pV₂)-(U₁+pV₁). U+pV-теплосодержание с-мы (энтальпия (Н)). ΔН=Н₂-Н₁=Q_P

15.Тепловые эффекты химических реакций и фазовых превращений. Закон Гесса. Термохимические расчеты.

Закон Гесса. Следствия закона Гесса. Стандартная энтальпия образования веществ. Тепловой эффект р-ции не зависит от пути её протекания, а зависит от нач. и конеч. сос-ния с-мы, т.е. определяется физико-химическими св-вами исх. веществ и продуктами. Этот закон действует либо при p=const, либо при V=const.

Закон Гесса утверждает, что тепловой эффект р-ций не зависит от числа стадий и пути протекания стадий, а опред. нач. и конеч. сост. Термохимическими ур-ми называтся такие у-ия в которых указан их тепловой эффект. Q>0(экзо)Q<0(эндо) ΔН(=-Q)зависит от агрегатного сост. в-ва.Энтальпия образования в-ва-тепловой эффект образования одного моля данного в-ва из простых в-в. Стандартной энтальпией образ. в-ва называется тепловой эффект образования 1 моля данного в-ва в стандартных условиях из простых в-в, взятых также в стандартных условиях. Следствия закона Гесса:1)тепловой эффект образования простого в-ва равен 0; 2)тепловой эффект химических реакций равен сумме станд. энтальпий образ. в-ва всех продуктов р-ции минус сумма станд. энт. образ. в-ва всех исходных в-в.(ΔН⁰=ΣnΔH⁰_прод-ΣnΔH⁰_исх)

16.II закон термодинамики. Энергия Гиббса. Энтропия.

Второй закон термодинамики. Энтропия. Вычисление энтропии для химических реакций. Самопроизвольными процессами называют процессы, протекающие без подвода энергии от внешнего источника. Все с-мы разделяются на изолированные, замкнутые и открытые. Изолир.- масса и энергия не изменны.

Замкнутая – масса постоянна, энергия изменяется. Открытая – масса и энергия изменяются. II закон термодинамики – это критерий самопроизвольного протекания р-ций. Для хар-ки микросостояния с-мы используют коородинаты каждой частицы и указывают скорость перемещения каждой молекулы по осям x,y,z. Термодинамич. Вероятностью с-мы называют число микросостояний с помощью которых осуществляется данное макросостояние. W-термодин. вероят. сост. с-мы. W₁→W₂

По теории Больцмана смешанное низкопорядочное сос-ние является более вероятным, чем раздельное, более упорядоченное. В этом случае происходит переход из менее вероятного сос-ния в более вероятное. Движущей силой самопроизвольного процесса смешения является стремление частиц к хаотическому движению, а сис-мы- к переходу от более упорядоченного к менее упорядоченному сос-нию. Энтропия - термодинамическая функция сос-ния сис-мы, количественно хар-ет меру беспорядка частиц в-ва. S=klnW Энтропия – это величина пропорциональная логарифму числа равновероятных микросост., которыми может быть реализовано данное макросостояние сис-мы, k-постоянная Больцмана. II закон термодинамики: любая изолированная сис-ма предоставленная сама себе изменяется в направлении сос-ния обладающего максимальной термодинамической  вероятностью, или в изолированной сис-ме самопроизвольно может протекать только такая реакция, которая сопровождается увеличением энтропии.

ΔS=S_прод-S_исход; ΔS=0-термодинамическое равновесие;ΔS≥0 – в общем случае для изолированных с-тем.

Понятие об энтропии. Абсолютная энтропия веществ. Третий закон термодинамики. Наименьшим значение энтропии обладают в-ва с кристаллическим строением. Вывод: энтропия возрастет во всех процессах сопровождающееся усилением беспорядочного движения частиц в-ва и уменьшением порядка в относительном расположении частиц. Во всех процессах , в которых упорядоченность мы возрастает сопровождающихся уменьшением числа частиц, особенно в газообразном состоянии ΔS<0. III закон термодинамики: при абсолютном нуле энтропия кристалла равна нулю.

18.Химическое равновесие. Константа равновесия. Связь ее с энергией Гиббса.

Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье и его следствия. Значение этого принципа для интенсификации производственных процессов. Большинство химических реакций, т.е протекают одновременно в прямом и обратном направлениях. В тех случаях, когда прямая и обратная р-ции идут с одинаковой скоростью, наступает химическое равновесие. Химические р-ции в гетерогенной среде протекают на границе раздела между всеми фазами. Состояние хим. равновесия может сохраняться при данных неизменных условиях достаточно длительное время. При зименении условий состояние равновесия нарушается. Принцип Ле Шателье: если на физико-химическую с-му, находящуюся в равновесии, оказывают внешнее воздействие, то оно смещается в направлении того процесса, протекание которого ослабляет внешнее воздействие.

Химическое равновесие. Константа равновесия в гомогенных и гетерогенных реакциях. Константа хим. равновесия зависит от природы реагирующих в-в и от температуры и не зависит от давления и концентрации реагентов. Если в гетерогенной р-ции участвуют твёрдые и газообразные в-ва, то в выражение для константы хим. равновесия входят только парциальные давления газообразных компонентов р-ции. Константа равновесия может быть выражена через молярные доли. Однако она допустима лишь для достаточно разряженных с-м, в которых влияние межмолекулярных сил на активность компонентов очень мало. Константа равновесия может быть выражена через парциальные давления: К_р=p_АВ/р_Ар_В, где p_АВ, р_А, р_В –парциальные давления реагирующих газов в равновесной с-ме. Парциальное давление равно p_i=p₀N_i, где p₀-общее давление газовой смеси. К_р имеет размерность давления и равна К_р=K_fp₀^Σn, где Σn –сумма коэффициентов р-ции, в которой коэффициенты продуктов идут со знаком плюс, а начальных продуктов-с минусом. Константа равновесия может быть выражена через молярные концентрации С(моль/л). Такой способ удобен для р-ций , идущих при V=const. К_C=C_АВ/С_АС_В (размерность концентрации). К_С=К_Р(RT)^-Σn, где Σn- сумма коэффициентов продуктов реакции. Если р-ция идет без изменении числа молей и Σn=0, то все выражения констант равновесия будут совпадать, и они будут безразмерные. Константа равновесия для гетерогенной обратимой р-ции K_P=p_{газа/жидкости}=f(T). Выбор параметров, влияющих на равновесие в гетерогенной с-ме, и условия равновесия определяются правилом фаз Гиббса-Коновалова: число степеней свободы в гетерогенной с-ме равно числу  компонентов плюс 2 и минус число фаз.

19.Скорость химических реакций (гомогенные и гетерогенные).

Основные факторы определяющие скорость гомогенных и гетерогенных реакций. Закон действующих масс. Правило Вант-Гоффа. Важнейшими факторами являются: концентрация, температура, давление. Влияние конц-ции: зависимость скорости р-ции от конц-ции определяется законом действующих масс: скорость р-ции прямопропорциональна произведению конц-ции реагирующих в-в, взятых  в степени их коэффициентов. v=k[A]^a[B]^b, k-константа скорости р-ции, которая зависит от природы реагирующих в-в и от температуры. Для определения k необходимо использовать концентрации в-в равные 1моль/л. Влияние давления: давление и объем косвенно влияют на скорость р-цй - при увеличении давления пропорционально увеличиваются конц-ции в-в и, наоборот, при увеличении объема концентрации уменьшаются. Для р-ций, когда взаимодействует более 3-х молекул, необходимо изучать механизм их протекания, т.е. возможные стадии. Для оценки скорости протекающей р-ции необходимо выявить наиболее замедленную стадию, которая контролирует весь процесс в целом. С учетом возможных стадий процесса различают реакции по их молекулярности и порядку. Влияние температуры:  зависимость скорости р-ции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10⁰ скорость р-ции возрастает в 2-4 раза.

27.Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации. Степень и константа диссоциации.

Свойства растворов электролитов. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Активная концентрация. Закон разбавления Оствальда. Электролитом называется сис-ма, содержащая положительно и отрицательно заряженные ионы, существующие независимо от внешних электрических или магнитных полей. Образование электролитов может происходить различными путями: диссоциацией растворенных полярных молекул под действием полярных молекул растворителя, растворением ионных кристаллов с образованием гидратированных ионов, плавлением кристаллов. Степенью диссоциации называется отношение числа распавшихся на ионы молекул к числу молекул растворяемого в-ва. Электролитическая диссоциация увеличивает число частиц в р-ре, причем это увеличение зависит от строения растворенных молекул и от степени диссоциации. Диссоциация молекул на ионы оказывает влияние и на осмотической давление, т.к. увеличивает число частиц в р-ре. Увеличение числа частиц вызывает увеличение осмотического давления. Степень диссоциации увеличивается с повышением температуры. Сильным электролитом называют р-р, в котром степень диссоциации или средний коэффициент активности превышает 0,5 при нормальной концентрации и комнатной температуре р-ра.

28.Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель, pH. Кислотно-основные индикаторы.

Электролитическая диссоциация воды. рН - водородный показатель. В 1887 г. Шведский ученый Сванте Аррениус предложил теорию электролитической диссоциации в р-рах взамен прежних представлений, согласно которым в-ва в р-ре распадаются на ионы под действием электрического тока. Электролитическая диссоциация не зависит от разности потенциалов, создающей электрический ток, что подтверждается своеобразным течением химических р-ций в электролите между отдельными ионами вне зависимости от того, из каких в-в эти ионы получены. Полярные молекулы воды могут диссоциировать, проявляя при этом свою амфотерность: Н2О↔Н⁺+ОН^- или 2Н₂О↔Н₃О⁺+ОН^-. Вторая ступень диссоциации ещё никем не наблюдалась и ионов О^2- в воде не обнаружено. Вода является очень слабым электролитом, степень её диссоциации ~2∙10^-9, чистая вода почти не проводит электрический ток. Однако на все ионные равновесия в водных р-рах присутствие ионов Н⁺ и ОН^- оказывает влияние и процесс диссоциации воды необходимо всегда учитывать. При диссоциации абсолютно чистой воды, которую мы принимаем за эталон нейтральности, концентрации ионов Н⁺ и ОН^- равны и условие нейтральности мы можем записать следующим образом: К_Н2О=[H⁺][OH^-]=1,0∙10^-14. Введем новую величину, характеризующую среду и равную – lg[H⁺]. Обозначим её рН и в дальнейшем будем называть её водородным показателем. рН=7 (для нейтральной среды). Для кислотной среды рН<7. Для щелочной среды рН>7.  Равновесие электролитической диссоциации воды влияет на общее равновесие в среде электролита, содержащего те ли другие растворенные в-ва.

30.Гидролиз солей; факторы, влияющие на процесс гидролиза. pH – гидратообразования.

Гидролиз солей. Произведение растворимости. Гидролизом называют разложение соединений под действием воды. Гидролиз происходит в присутствии воды и является обратимой р-цией. Ионы, полученные при растворении какой-либо соли, взаимодействуют с ионами Н⁺ и ОН^-, всегда имеющимися в воде. В результате могут возникать молекулы кислот или оснований. Гидролиз солей является р-цией обратимой, зависящей от концентрации соли в воде и от температуры. Повышение температуры и уменьшение концентрации соли увеличивают полноту гидролиза. Гидролиз – процесс эндотермический. Полнота гидролиза выражается в изменении соотношения ионов Н⁺ и ОН^-. Накопление недиссоциированных молекул в результате смещения равновесия может привести к насыщению раствора и выпадению осадка. Чем меньше величина произведения растворимости, тем труднее данная соль растворима в воде. ПР=[А]^a[B]^b, а и b – коэффициенты при ионах в реакции диссоциации.