Взаимодействие основных оксидов с кислотными оксидами. Взаимодействие кислот с основаниями

Взаимодействие кислот с основаниями

NaOH + HCl = NaCl + H₂O

 

Взаимодействие кислот с металлами, основными оксидами и солями

2HCl + Mg = MgCl₂ + H₂↑

Взаимодействие оснований с кислотными оксидами и солями.

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃↓ + H₂O

Взаимодействие основных оксидов с кислотными оксидами.

Например:

MgO + CO₂ = MgCO₃

 

 

7) Квантово-механическая модель атома: уравнения де Бройля и Шредингера, принцип неопределенности Гейзенберга, атомная орбиталь, квантовые числа.

 

Согласно уравнению де Бройля (одному из основных уравнений квантовой механики)*,

лямбда=h/(mv), (1.6)

т. е. частице с массой т, движущейся со скоростью v, соответ­ствует волна длиной лямбда; h — постоянная Планка.

В простейшем случае уравнение Шредингера может быть записано в виде

где h — постоянная Планка; m — масса частицы; U — потенциальная энергия; Е — полная энергия; х, у, z — координаты; Ψ — волновая функция.

Решая уравнение Шредингера, находят волновую функцию Ψ=f(x, y, z).

Cогласно принципу неопределенности Гейзенберга, невозможно определить траекторию движения электронов в атоме.

Атомная орбиталь – это геометрический образ, отвечающий объему пространства вокруг атомного ядра, который соответствует 90%-ой вероятности нахождения в этом объеме электрона (как частицы) и одновременно 90%-ой плотности заряда электрона (как волны).

Состояние электрона в атоме описывают с помощью 4 чисел, которые называют квантовыми:

 

Квантовое число	Символ	Описание	Значения
Главное	n	Энергетический уровень орбитали	Положительные целые числа:1, 2, 3...
Орбитальное	l	Форма орбитали	Целые числа от 0 до n-1
Квантовое	m	Ориентация	Целые числа от -l до +l
Спиновое	ms	Спин электрона	+½ и -½

 

8) Правила заполнения электронами атомных орбиталей (принцип минимальной энергии, правило Клечковского, правила Паули и Гунда).

Принцип минимальной энергии гласит, что электроны заполняют орбитали в порядке возрастания их энергии.

Принцип Паули гласит, что в атоме нет и не может быть даже двух электронов с одинаковым набором квантовых чисел. Принцип Паули является следствием фундаментального в квантовой механике различия между частицами с целым и полуцелым спином (ms — целое или дробное). Этот принцип в данной формулировке как раз и характеризует свойства частиц с полуцелым спином.

Правило Хунда (Гунда) требует, чтобы заполнение электронами орбиталей происходило так, чтобы суммарный спин системы был максимальным. Правило Хунда действует в рамках Принципа минимальной энергии и Принципа Паули, т.е. выполняется только при выполнении этих Принципов.

правило Клечковского. Правило гласит: энергия атомных орбиталей возрастает с ростом суммы n+l. При равном значении суммы энергия больше у орбитали с б о льшим значением n.

 

 

9)Периодический закон Д.И. Менделеева. Периодическая таблица (периоды и группы).

Менделеев считал, что основной характеристикой элементов являютсяих атомные веса, и в 1869 г. впервые сформулировал периодический закон:

Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

Графическим изображением периодического закона является периодическая таблица. Она содержит 7 периодов и 8 групп.

Группы - вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Различают главные (А) и побочные подгруппы (Б).

Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов.

Побочные подгруппы состоят из элементов только больших периодов.

Период – химические элементы, расположенные в строчку (1 – 7)

Малые (1, 2, 3) – состоят из одного ряда элементов

Большие (4, 5, 6, 7) – состоят из двух рядов – чётного и нечётного

 

 

 

 

10) Химическая связь: понятие, параметры (энергия связи, длина связи, валентный угол), потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность.

Химическая связь — явление взаимодействия атомов, обусловленное перекрыванием электронных облаков связывающихся частиц, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы.

1) Длиной связи – межъядерным расстоянием между двумя химически связанными атомами.

2) Валентным углом – углом между воображаемыми линиями, проходящими через центры химически связанных атомов.

3) Энергией связи – количеством энергии, затрачиваемой на ее разрыв в газообразном состоянии.

4) Кратностью связи – числом электронных пар, посредством которых осуществляется химическая связь между атомами.

Способности атома данного элемента оттягивать к себе электронную плотность в молекуле получило название электроотрицательность.

Сродство атома к электрону A _e - способность атомов присоединять добавочный электрон и превращаться в отрицательный ион.

Энергия (потенциал) ионизации атома E_i - минимальная энергия, необходимая для удаления электрона из атома на бесконечность в соответствии с уравнением.

 

11) Типы химической связи: ионная, ковалентная (типы ковалентной связи, полярность), координационная, металлическая, водородная.

Ионная связь — это электростатическое взаимодействие между ионами с зарядами противоположного знака.Валентность элементов в соединениях с ионными связями очень часто характеризуют степенью окисления, которая, в свою очередь, соответствует величине заряда иона элемента в данном соединении.

Cвязь, осуществляемая за счет образования электронных пар, в одинаковой мере принадлежащих обоим атомам, называется ковалентной.

Водородная связь. Само название этого типа связи подчеркивает, что в ее образовании принимает участие атом водорода. Водородные связи могут образовываться в тех случаях, когда атом водорода связан с электроотрицательным атомом, который смещает на себя электронное облако, создавая тем самым положительный заряд d + на водороде.

Металлическая связь существует в металлах. Она возникает за счет взаимодействия относительно свободных валентных электронов с ионами металлов. Вещества с металлической связью твердые, только ртуть жидкая.

Ковалентная связь, образующаяся за счет пары электронов одного из атомов, т.е. по донорно-акцепторному механизму, называется дoнорно-акцeпторной.

Например, такая связь образуется между атомом азота в молекуле метиламина CH₃NH₂ и протоном H⁺ кислоты HCl.

 

12) Термодинамические системы: открытые, закрытые, изолированные; гомогенные, гетерогенные. Параметры системы.

Химическая термодинамика – это раздел физической химии, которая изучает превращения различных видов энергии при химических реакциях, процессах растворения, кристаллизации.

Системы, которые могут обмениваться с окружающей средой и энергией и веществом называются открытыми. Системы, которые обмениваются только энергией, называются закрытыми.

Различают также гомогенные системы, состоящие из одной фазы и гетерогенные, состоящие из нескольких фаз. Реакции, которые протекают на границе раздела фаз – гетерогенные.

Если между средой и системой отсутствует и тепло- и масcообмен – это изолированная система.

Термодинамические параметры:

Параметры состояния

Термодинамические параметры - температура, плотность, давление, объем, удельное электрическое сопротивление и другие физические величины:

- однозначно определяющие термодинамическое состояние системы;

- не учитывающие молекулярное строение тел; и

- описывающие их макроскопическое строение.

 

13) Функции состояния системы: внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, химический потенциал, изобарно- и изохорно-изотермический потенциал. Изобарные, изохорные, изотермические процессы.

Поведение всякой термодинамической системы в общем случае определяется одновременным действием двух факторов – энтальпийного, отражающего стремление системы к минимуму тепловой энергии, и энтропийного, отражающего противоположную тенденцию – стремление системы к максимальной неупорядоченности.

Функция есть изохорно-изотермический потенциал (свободная энергия Гельмгольца), определяющий направление и предел самопроизвольного протекания процесса в закрытой системе, находящейся в изохорно-изотермических условиях.

Закрытую систему, находящуюся в изобарно-изотермических условиях, характеризует изобарно-изотермический потенциал G:

ХИМИЧЕСКИЙ ПОТЕНЦИАЛ

термодинамич. функция состояния, определяющая изменение потенциалов термодинамических при изменении числа ч-ц в системе и необходимая для описания св-в открытых систем (с перем. числом ч-ц).

изохорный, (v= const) происходящий при постоянном объеме газа;
изобарный, (р = const) происходящий при постоянном давлении;
изотермический, (Т = const) происходящий при постоянной темпера­туре;

 

14) ПЕРВОЕ НАЧАЛОТЕРМОДИНАМИКИ, один из осн. законов термодинамики; является законом сохранения энергии для систем, в к-рых существ, значение имеют тепловые процессы (поглощение или выделение тепла). Согласно первому началу термодинамики, термодинамич. система (напр.,пар в тепловой машине) может совершать работу только за счет своей внутр. энергии или к.-л. внеш. источника энергии. Первое начало термодинамики часто формулируют как невозможность существования вечного двигателя первого рода, к-рый совершал бы работу, не черпая энергию из нек-рого источника.

Первое начало термодинамики вводит представление о внутренней энергии системы как ф-ции состояния. При сообщении системе нек-рого кол-ва теплоты Q происходит изменение внутр. энергии системы DU и система совершает работу А:

DU = Q + А

ВТОРОЕ НАЧАЛОТЕРМОДИНАМИКИ, устанавливает существование энтропии как ф-ции состояния макроскопич. системы и вводит понятие абс. термодинамич. т-ры. Утверждает, что все процессы, протекающие с конечной скоростью, в принципе необратимы, и дает термодинамич. критерии для определения направленности процессов. Вместе с первым началом термодинамики - основа классич., или феноменологич., термодинамики, к-рую можно рассматривать как развитую систему следствий этих двух начал.

 

 

15) Экзотермическая реакция — химическая реакция, сопровождающаяся выделением теплоты.

Эндотерми́ческие реа́кции (от др.-греч. ἔνδον — внутри и θέρμη — тепло) — химические реакции, сопровождающиеся поглощением теплоты. Для эндотермических реакций изменение энтальпии и внутренней энергии имеют положительные значения (, ), таким образом, продукты реакции содержат больше энергии, чем исходные компоненты.

К эндотермическим реакциям относятся:

§ реакции восстановления металлов из оксидов,

§ электролиза (поглощается электрическая энергия),

§ электролитической диссоциации (например, растворение солей в воде),

§ ионизации,

§ фотосинтеза.

Пользуясь табличными значениями и , можно рассчитать энтальпии различных химических процессов и фазовых превращений. Основанием для таких расчетов является закон Гесса, сформулированный петербургским профессором Г. И. Гессом (1841 г.): «Тепловой эффект (энтальпия) процесса зависит только от начального и конечного состояния и не зависит от пути перехода его из одного состояния в другое».

Под стандартной теплотой образования понимают тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ, его составляющих, находящихся в устойчивых стандартных состояниях.

 

 

16) Скорость химической реакции можно выразить как изменение количества вещества (n, по модулю) в единицу времени (t) – сравните скорость движущегося тела в физике как изменение координат в единицу времени: υ = Δx/Δt. Чтобы скорость не зависела от объема сосуда, в котором протекает реакция, делим выражение на объем реагирующих веществ (v), т.е. получаем изменение количества вещества в единицу времени в единице объема, или изменение концентрации одного из веществ в единицу времени:

n₂ – n₁ Δn Δс
υ = –––––––––– = –––––––– = –––––––– (1)
(t₂ – t₁) • v Δt • v Δt

где c = n/v – концентрация вещества