Отиди на
Форум "Наука"

Неорганична Химия 1


siriys

Recommended Posts

  • 2 месеца по късно...
  • Потребител

ПРОГРАМА

ЗА ИЗПИТА ПО ОБЩА И НЕОРГАНИЧНА ХИМИЯ

I ЧАСТ

=======================================================

1. Естествено-научни предпоставки за сложния строеж на атома Атомни модели. Атомни спектри. Квантови идеи.Атомен модел на Бор-Зомерфлед. Квантови числа. Недостатъци на теорията на Бор-Зомерфлед.

=======================================================

2. Квантова механика. Уравнение на дьо Бройл. Принципи на неопределеността. Уравнение на Шрьодингер за едноелектронната атомна система. Вълнова функция – свойства и интерпретация. Орбитала. Електронен облак. Квантови числа. =======================================================

3. Уравнение на Шрьодингер за многоатомни системи. Принцип на Паули. Правила на Хунд. Ред на енергитичните нива в многоелектронните атомнмни системи. Правила на клечковски.

=======================================================

4. Периодичен закон. Структура на периодичната система. Принципи на изграждане на периодичната система във връзка с електронната структура на атомите.

=======================================================

5. Основни параметри на химичната връзка – енергия, дължина , полярност. Развитие на представите за природата на химичната връзка. Класификация на връзките. Йонна връзка.

=======================================================

6. Квантово—механично разглеждане на химичната връзка.Метод на Валентните връзки. Пространствена насоченост на химичните връзки. Хибридизация. ТОВЕД. Молекули със сложни връзки.

=======================================================

7. Метод на молекулните орбитали. Видове молекулни орбитали. Условия за образуване на здрава химична връзка. Молекулни орбитали на двуатомни хомоядрени и хетероядрени молекули. Молекулни диаграми.

=======================================================

8. Метална връзка., Водородна връзка, Междумолекулни взаимодействия. =======================================================

9. Координационни съединения – определение и основни понятия, Координационни полиедри, Изомерия, Номенклатура и стабилност на координационните съединения. =======================================================

10. Природа на коопдинационните съединения, Метод на валентните връзки, Теория на лигандното поле. =======================================================

11. Основни понятия в химичната термодинамика – система, параметри на системата, състояние, функция на състоянието, процес. Бътрешна енергия и енталпия. Термохимия.Топлинни ефекти на различните процеси. =======================================================

12. Понятие за ентропия. Енергия на Гибс и енегрия на Хелмхолц. Ентропийни фактори при химичните процеси. =======================================================

13. ---------------------- Отпаднала тема -------------------------------------------------=======================================================

14. ---------------------- Отпаднала тема -------------------------------------------------=======================================================

15. Обща характеристика на твърдото агрегатно състояние.Кристално и амфорерно състояние на веществата. Елементи и операция на системата. Кристални решетки. Енергия на кристалната решетка. Елементарна клетка. Видове кристални решетки въз основа на елементарните клетки. Кристалографски системи /сингонии/ . Видове кристални решетки в зависимост от вида на градивните частици. =======================================================

16. ---------------------- Отпаднала тема ------------------------------------------------- =======================================================

17. Рзтвори – Обща характеристика. Видове разтвори. Разтворимост. Течни разтвори. Механизъм на разтварянето. Влияние на температурата и налягането въхуразтворимостта на газове,течности и твърди вещества в течности. =======================================================

18. Свойства на разтворите. Дифузия. Осмоза и осмотично налягане, рарно налягане, температури на кристализация и кипене на разредените молекулни разтвори.

=======================================================

19. Разтвори на електролити. Теория на Аренус за електролитната дисоциация. Механизъм на електролитна дисоциация. степен и константа на електролитната дисоциация. Закон на Оствалд за разреждането. Теори на силните електролити. Активност, коефициент на активност на йоните, йонна сила. =======================================================

20. Йонно произведение на водата.рН.

=======================================================

21. Киселини и основи. Теория на Сванте Аренус. Съвременни теории за киселини и основи. =======================================================

Катедра “НЕОРГАНИЧНА ХИМИЯ” ============================================================

== Февруари 2006 ==

Редактирано от ROCK
Link to comment
Share on other sites

  • Потребител

Tema 8

ВОДОРОДНА ВРЪЗКА

Тя е особен вид връзка и самото й название показва, че в нея взема участие водородният атом, като задължително условие е последният да бъде ковалентно свързан с възможно по-електроотрицателен елемент или казано по просто Н-атом да бъде в състава на силно полярна молекула. При това условие е възможно да възникне взаимодействие между водородният атом и някой друг електроотрицателен атом, притежаващ свободна двойка електрони:

X  H  Y

където връзката X  H е нормална валентна връзка в полярната молекула XH , а с пунктир е означена водородната връзка H Y между водорода и съответния електроотрицателен елемент, притежаващ свободна двойка електрони. Когато Х и Y са от две молекули - еднакви или различни, то се касае за междумолекулна водородна връзка, а когато са в състава на една и съща молекула - водородната връзка е вътрешномолекулна.

Н Н

 

Н  О :  Н  О : Н  О

Н

междумолекулна водородна връзка в молекулата на водата

1/о-хидроксибензоенак-на 2/о-хлорфенол нитрофенол

3/о-вътрешномолекулни водородни връзки

възникващи при заместители на орто-място в молекулата на

бензена

Природата на водородната връзка все още не е добре изяснена. Известно е, че тя е много по-слаба от ковалентната и превишава междумолекулните сили на взаимодействие - т.нар. вандерваалсови сили. Със съществуването на водородни връзки се обяснява склонността на молекулите на някои вещества да образуват стабилни групировки от по няколко молекули, наречени асоциати. Това обуславя някои по-особени свойства на такива вещества. Например по-голямата плътност на водата при 4оС, високата й температура на кипене и голямата й специфична топлина и др.

МЕТАЛНА ВРЪЗКА

Металната връзка може да се разглежда като разновидност на ковалентната връзка, при която делокализацията на валентните електрони е достигнала краен предел. Целият метален кристал може да се приеме за една гигантска молекула. Молекулните орбитали и съответстващите им електронни облаци обхващат всички атомни ядра. Достига се до представата, че металната кристална решетка е изградена от множество метални йони, между които обикалят валентните електрони, образуващи т.нар. електронен газ. Състоянията, в които се намират тези електрони не са произволни, но те се различават от състоянията характерни за изолираните метални йони.

Металната връзка е характерна само за металите в твърдо и стопено състояние. В газообразно състояние металите образуват молекули, в които атомите са свързани чрез ковалентна връзка (Li2 , Na2 , Cu2 и др.).

Свободното движение на електроните от електронния газ определя голямата електропроводност и топлопроводност на металите, както и тяхната ковкост.

МЕЖДУМОЛЕКУЛНО (ВАНДЕРВААЛСОВО) ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ

То се реализира между молекулите в газообразно състояние, но особено се засилва при тяхното преминаване в течно състояние. В основата си това е едно електростатично взаимодействие. Особеното е, че се касае за електростатично взаимодействие на електронеутрални частици.

Междумолекулните взаимодействия зависят от полярността на молекулите и от разстоянията между тях. Действат на много малки разстояния и бързо отслабват с нарастване на разстоянието.

Така например при приближаването на две полярни молекули те се ориентират така, че разноименните им полюси се насочват един срещу друг. Следва приближаване на молекулите вследствие привличане между разноименните им полюси:

взаимодействие между полярни молекули

дипол - дипол

При взаимодействие между полярна и неполярна молекула първоначално се извършва индуциране на дипол в неполярната молекула. Получените два дипола след това се привличат:

взаимодействие между полярна и неполярна молекула

дипол - индуциран дипол

Междумолекулно взаимодействие е възможно и между неполярни молекули. Вследствие на движението на електроните в молекулите е възможно да се създадат, макар и за много кратко време, незначителни временни диполи. Ако това стане в едно и също време, т.е. синхронизирано, то те взаимодействат помежду си. Такова взаимодействие се наблюдава при неполярните молекули на двуатомните газове - О2 , Н2 , N2 и др. Това взаимодействие е извънредно слабо, поради което тези газове се втечняват при много ниски температури.

Tema_8____________.doc

Link to comment
Share on other sites

  • Потребител

Tema 10:

Природа на координационните съединения, Метод на валентните връзки, Теория на лигандното поле.

За да се обясни природата на хим. връзка при координационните съединения и структурата им може да се използват няколко теоретични метода : Метод на валентните връзки (МВВ), Метод на молекулните орбитали (ММО), Теория на кристалното поле,Теория на лигандното поле, електроотр. - теорията на Косел.

Приложението на Метода на Валентните Връзки (МВВ) при координационните съединения е направено от Л.Полинг. Според този метод между метала и лиганда се осъществява двуелектронна ковалентна връзка, образувана по донорно-акцепторен механизъм, като донор е лиганда а комплескообразувателя - акцептор. Според Метода на Валентните Връзки химична връзка в координационните съединения е резултат от припокриването на свободни атоми на централния атом със запълнениете орбитали на донорния атом. Лиганд- Люисова база , Комплексообразовател – Люисова киселина.Комбинацията от теотрията на кристалното поле и МО е известна като теория на лигндното поле .Съчетанието на Молекулните орбитали (МО) и теорията на кристалното поле води до разцепване на d – нивата, което става под действие на полето. Последователността в енергетичния спектър е запазен но ратоянието между молекулните нива занчително се различават и могат да варират в зависимост от силата на кристалното поле.С влияние на полето може да се обясни появата на ниско и високо спинови комплекси при близки по строеж системи.

Теорията на кристалното поле – Основната предпоставка на тази теория е ,че всеки комплексообразовател се намира в симетрично поле създадено от лигандите. Под влияние на това поле орбиталите на комплексообразователя претърпява зачителни промени.В основата на тази теория лежи отчитането на електростатичното взаимодействие между комплексообразователя и лигандите .

Tema_10.doc

Link to comment
Share on other sites

  • Потребител

Тема 17:

Рзтвори – Обща характеристика. Видове разтвори. Разтворимост. Течни разтвори. Механизъм на разтварянето. Влияние на температурата и налягането въхуразтворимостта на газове,течности и твърди вещества в течности.

Разтворите са система от две или повече вещества в която частиците на едното вещество диспергирани между частиците на другото вещество, се нарича дисперсна система.Диспергираното вещество се нарича дисперсната фаза, а веществото в което е разпределена фазата дисперсна среда. и двете могат да бъдат в 3-ри агрегатни състояния.Поради това има голямо разнообразие на дисперсни системи.В зависимост от големината на частиците на дисперсната фаза, дисперсните системи могат да бъдат истински хомогенни разтвори, колоидни и грубо дисперсни – хетерогенни.Всяка една от тези системи ми има свои свойства , общи закономерности, стабилност и област на приложение.Истинските разтвори представляват хомогенна дисперсна система и големината на частиците на фазата не е по голяма от 1nm – молекули ли йони на нискомолекулни съединения.За разтворител се приема веществото което има същото агрегатно. състояние като на разтвора. и е в по голямо количество.Най-разпространени в природата и с най голямо приложение са течните разтвори особено водните разтвори.

Механизми на разтваряне — За да се разтвори едно вещество е необходимо да се преодолеят както силите на привличане между градивните частици така и така и силите които действат между молекулите на разтворителя.При разтварянето често се отделя известно количество топлина което говори повече за химично отколкото за физично взаимодействие между молекулите на разтворителя и разтвореното вещество.Разтвори на едно и също вещество в различни разтворители показват различни свойства.Свързаните с разтворителя частици се нарича солвати( а процеса солватация – Менделеев) и хидрати при разтворител вода.В резултат На дифузия солватите се разпадат в целия обем на течността.

Видове разтвори, разтворимост—количеството Разтворено вещество в определен обем и определена маса от разтвора (или разтворителя) се нарича концентрация на разтвора. Най често се изразява като се използва моларната маса на концентрацията А за характеризиране на компонентите в разтвора масовата част на компонента;

Наситен р-р – е този който при дадена температура Може да разтваря повече от ратварящото се вещество.Ако концентрацията на разтвора при дадена температура Е по малко от тази на наситения разтвор се нарича ненаситен разтвор.Тези разтвори могат да разтварят още от разтварящото се вещество.Някой вещества при определени условия могат да образуват разтвори с концентрация по голяма от тази на наситените разтвори и се наричат преситени разтвори и са нестабилна система.Когато даден разтвор съдържа голямо количество от разтворено в единица обем независимо дали е наситен, ненаситен или преситен той се нарича концентриран а когато веществото е в малко количество – разреден. Свойството веществата да образува разтвори във вода или друг разтворител при определени условия се нарича

разтворимост – на едно вещество в даден разтвор се изменя с концентрацията на наситения му разтвор при дадена температура. Тя се изразява най—често с g разтворено вещество в 100g разтворител при температура 20С. Разтворим на веществата зависи предимно от тяхната природа и от природата на разтворителя.За разлика от повечето твърди и течни вещества разтворимостта на газовете намалява с повишаването на температурата и се влияе от налягането.При насищане на разтворителя с даден газ се установява равновесието .концентрация на газа на течността –- концентрация на разтворителя.Разтворимостта на твърдите вещества се променя с изменението На температурата(това явление се представа нагледно с така наречените Криви на разтворимостта)Ако разтворим. е екзотермичен. процес повишаването на температурата намалява разтворимостта на в-то и обратно при ендотермичен процес повишаването на температурата увеличава Разтворимостта.

_____17_.doc

Link to comment
Share on other sites

  • Потребител

Тема 18:

Свойства на разтворите. Дифузия. Осмоза и осмотично налягане, рарно налягане, температури на кристализация и кипене на разредените молекулни разтвори.

Свойствата на разтворите – Дифузя – Това е насоченото движвние на частиците от места с по голяма към места с по-малка концентрация без външна намеса до изравняване на концентрацията. Осмоза – Осмозата е процес характерен за системата разтвор– полупроницаема преграда–разтворител. Тя е насочено движение на молекулите на разтворителя. Ако разтворителя и разтвора са разделени с полупроницаема преграда молекулите на разтворителя ще проникнат през преградата, разреждайки разтвора с което ще се променя хидростатичното налягане което се упражнява върху преградата от двете страни на реакционния съд (осмоетър) съответно хидростатичното налягане на разтворителя намалява а на разтвора расте. И от тук основния стремеж е изравняването на концентрацията от двете страни на преградата(достигане на равновесие). Прието е това хидростатично налягане което прекратява осмозата да се нарича осмотично налягане. То се изменя с разликите в нивата на течността в двете страни на осмоетъра. Осмотичното налягане зависи от броя на частиците разтворено вещество в единица Обем и от температурата. При дадена температура осмотичното налягане на един разреден разтвор е пропорционално на концентрацията на разтвореното вещество:  = const С. Осмозата е процес на приемане на молекулите. На разтворителя през полупропусклива мембрана (преграда) между два разтвора с различна Концентрация. Разтвори с еднакво осмотично налягане са изотонични., а хипотоничен разтвор е този от разтворите при който налягането е по-малко. Парите които са в динамично равновесие с дадена течност са нейни наситени пари. А налягането което упражняват те над течността се нарича парно налягане. Колкото по-голяма е концентрацията На разтвора, толкова по-ниско е парното му налягане. Един разтвора замръзва при температура но-ниска от тези на чистия разтворител тъй като парното налягане трябва да се изравни с налягането на твърдата фаза. С това се обеснява и защо моретата не замръзват. За да започне кипене на разтвора трябва налягането на парите на разтвора да се изравни с атмосферното и поради това тябва да се загрее до тмпература по – висока от температурата на чистия разтворител.

_____18_.doc

Link to comment
Share on other sites

  • Потребител

Тема 19:

Разтвори на електролити. Теория на Аренус за електролитната дисоциация. Механизъм на електролитна дисоциация. степен и константа на електролитната дисоциация. Закон на Оствалд за разреждането. Теори на силните електролити. Активност, коефициент на активност на йоните, йонна сила.

Специфичните свойства на елекролитите обеснява шведския химик Сванте Аренус през 1883г. Според създадената от него теория електролитите се разпадат самоволно на йони във водни разтвори или в стопилка процеса се нарича електролитна дисоцисоциация разтворите на стопилки на някой вещества притежават електричен ток а други не.Това свойство е установено от М.Фарадей – веществата се разделят на електролити и на не електролити.Електролитите са вещества с йонен строеж или полярни молекули – киселини, онсови, соли. Водните им разтвори имат по ниска температура на замръзване от разтворите на не електролитите със същата концентрация. Количествената мярка за силата на електролитите е степента на електролитна дисоциация. Тя се определя от отношението на броя дисоциирани молекули към общия брой разтворени молекули. За силни електролити се приемат тези с   30 %. Това са вещества с йонен строеж или силно полярни ковалентни връзки в молекулата. За техните рзтвори дисоциацията може да се разгледа и изравнява като необратим процес. Коефициентът на активност съответства на ативноста на разтвора при концентрация на силния електролит единица, изменя се в границите от нула до единица при разреждането расте и така при безкрайно разредени разтвори расте конц. съвпадат. Определянето на коефициента на активност е важна и трудна задача безусловно необходима при работа с реални разтвори на силните електролити. Количествената теория на разтворите на силните електролити е разработена от Дебай и Хюсел(1923). За характеризирането на междуйонното взаимодействие се въвежда величината йонна сила на разтвора. По определение тя е равна на сумата от приозведенията на концентрацията на наличните в разтвора йони и квадратите от техните валентности. йонната сила се извежда и изчислява за всички налични в разтвора йони, а не само за йоните на интересуващия ни електролит. Според закона за йонната сила, открит от Люис и Рандел коефициента на активност на даден електролит е един и същ във всички разредени разтвори, имащи еднаква йонна сила. Коефициентът на активност се поддава на опитно определение по данни на разтворимостта, електропроводимостта, парното налягане и на разтворителя или по отклоненията от темп на кипене и топене.По всички тези методи може да се определи активността а от там и коефициентът. Понятието активност се използва и при слабите електролити когато те са разредени заедно със силни електролити и р-рът се характеризира със значителна йонна сила.

_____19_.doc

Link to comment
Share on other sites

  • Потребител

Тема 21:

Киселини и основи. Теория на Сванте Аренус. Съвременни теории за киселини и основи.

Според количествената теория на Сванте Аренус киселина е вществото което се дисоциира във водни разтвори и дава водородни йони, а основа е вещество което при дисоциациацията и се получават хидроксилни йони. Определението за киселини обаче може да се използва само във водни разтвори също така и преценката на тяхната сила по дисоциационната константа. Теорията на Брюнсет и Лаури, в чиято основа е взаимодействието К-на  основа1 + протон. Според него всяко вещество, което може да отдаде протон е киселина а основа това което може да приеме отдадения протон. И така изискването за водни разтвори отпада т.е престава да бъде ограничение. Всяко вещество може да се окаже и киселина, или основа в зависимост от взаимодействието в което участва. Електронната дисоциация според Брюнсет Лаури е взаимодействието от киселинно основен пит. Разтворителя играе роля на киселина или основа във взаимодействието киселина1 + основа2  осн1 + к-на2 .Теорията на Брюнсет и Лаури не е теория която може да се разпростре върху всички вещества защото не всички вещества могат да отдават или да приемат протони. За водни разтвори теорията на Аренус поради своята простота и достатъчна точност дава задоволителни резултати.Тя трябва да се използва в нейната съвременна форма – като взаимодействие между разтв. и електролита. Определяща роля на протоните при дефинирането на киселини се пренебрегва при солватаната теория. Тя е предложена от Кадри и Елзи (1928). Според тази теория киселина е вещество, което при своята собствена дисоцосиация и след взаимодействие с разтворителял дава катион, какъвто се получава при собствената дисоциация на разтворителя, а основа е вещество което дава анион при същите условия на разтворителя. При водата тази теория се препокрива с теорията на Аренус. При дисоциация на водата се получават хидрокониеви и хирдоксилни йони. Според Люис онова е всяко вещество което е способно да даде готова електронна двойка за формиране на ковалентна връзка, а киселина вещество което я приема. В такъв Случай неутрализацията е процес на делокализация свързан с формирането на връзката. Определението на Люис разширява твърде много кръга на киселините и основите. Тези всички теории имат своите предимства и недостатъци и нормират конкректни задачи в химията.

_____21_.doc

Link to comment
Share on other sites

  • Потребител

Tema 11:

Основни понятия в химичната термодинамика – система, параметри на системата, състояние, функция на състоянието, процес. Бътрешна енергия и енталпия. Термохимия.Топлинни ефекти на различните процеси.

Tермодинамиката е наука която изучава превръщането на енергията от една в друга форма и законите при тези превъщаня. Приложението на законите на общата термодинамика при изучаване на химичните проц е предмет на химичната термодинамика.Спомоща на законите на термодинам. Можем да решим редица въпроси, които имат голямо значение , като например възможно ли е протичането на дадена хим реакция, кои са необходимите за това условия, при какви усложия дадено съединение е стабилно.основните методи и основните понятия, с които тя оперира ТД.ТДС-ми – Изолирани – неоменя енергия и в-во с околната среда т.е тя не контактува с нея.Затворена – обменя енергия но на и в-во. Отворена – обменя енергия и масообмен.

ТДПар – Деляс се на величини( m, V, p, C,  ) с които се характеризира дадена ТД система.

Делят се на две интензивни – (Т, С, m, p) независят от масата на системата; екстензивни – правопропорц. На маста на системата .Равносено състояния – това се състоянието което не се изменя с тецхение на времето,флуктулации – спонтанни, сличайни отколонение на някой места в РС

ТДПроц. – Това е изменението на ТДС свързано с изменението на ТДПар; Ако изменението им се извършва безкрайино дълго време и ТДС преминава през редица последователни състояния различни безкрайно малко от РС се нарича равновесен процес. Кръгов проц. Е този проц които при извършването му ТДС се намира в първонач. Състояние. Обратим е този процес които протича в права и обратна посока през едни и същи междинни положения без изменение в околната среда,този проц е научна абстряакция (начин за научно мислене с пощя на чиято се обесняват природните проц. Всичко проц. В природата на необратими;Състояние – Определя се от съвкупността на всички енергии ,свойствата и се характеризират от ТДПар.(V, m, C, p, и др. ) свички тези пара,етри са обединени от уравнвнието на състоянието в общия вид f( m, V, C, p ) до това уравнение се достига чрез опитен тъп или с помощта на молекулната физика.Функция на състоянието – Това са ТД величи стойноста на които зависи от състоянието на ТДС но не и по пътя по които е достигнала това състояние а само от началното и крайното състояние.Изолзваните вТД величини които са f на състоянието са особенно важни – Вътрешната ерергия,енталпията,ентропията.енергията на Гибс.

Вът.енг е колич израз на движвнието на микрочастиците в една система и блкю. В себе си всички енергии присъщи на една ТД без кинетична и потенциалната в системата като цяло.Абсолютната стойност на вът.енг неможе да се определи. В една изолирана система втр.енг е постоянна величина и се записва U = const или U = 0. Енталпията – топлината която приема системата при постоянно налягане се изразходва за нарастване на f U + pV на речена енталпия.аналогично на вът.енг енталпията е фукц. На състоянието и изменението и H зависи само от началното и крайно състояние на системата qp = H2 – H1 = H. Следователно 1-вия ТДП при Изобарен. Проц приема вида dH=dU + pdU; Енталпията на една ТДС зависи от Т и р.Абсолютната и стоиност неможе да бъде намерена.

Tema_11.doc

Link to comment
Share on other sites

  • Потребител

ТЕМИ 4 и 6

ТОВЕД – Основен принцип на тази теория , е че Взаимното положение на хим. връзки се определя от бр. на валентните електронни двойки.Ако всяка ел.д-ка заеме една локализирана МО, конфигурац. на малекулата засиси както от бр. на МО така и от тяхната форма и относителна големина.Силата на два точкови заряда е подчинена на закона на Кулнон F ~ 1/r2.Взаимодействието м/у валентните е- на атома обаче не винаги може да се представи със закона на Кулон. В ТОБЕД се предполага че силата на взаимодействие се изменя със закона F ~ 1/rn kaто степенния показател n≠2.Оказва се в крайна сметка че и двата закона дават еднакви отговори от реш. На дад. зад..Приложението на ТОБЕД е свързано с определянето на бп. На е - и бр. на ел.д-ки; С помощта на тази теория може да се предскажат изменения на валентните ъгли в някой малекули.МВВ – е приложен от Хайтлер и Лондон (1927) при разглеждане на хим. във водната молекула.Един несдвоен електрон на първия атом се намира в обменно взаимодействие с несвъзран електрон от втори атом т.е електроните на два атома могат да си разменят взаимно местата си.Следователно според метода на ВВ хим. в-ка м/у атомите се осъщ. От ел.двойка обща за двата атома;Периодичен закон – Д.И.Менделеев достига до преиод.закон които гласи: Свойств. На ХЕ както и на простите им тела и съед. Са в период. Зависим. От големината на техните атомни тегла.До тази зависимост достига при наличието на 63 хим.елм. от които 48 с определено атомно тегло.Всеки елемент си има пореден номер( Z).Менд. дава действителни атомни тегла които до тогава не били изчислени вярно и за разлика от преди той остая празни места в пер. Си с-ма за още неоткрито елементи като описва някои от техните с-ва и им изчислява атомните тегла.(Ge, Ga, Sc).1913г. Англ. Спектроскопист Мозли изучава характеристичните ренгенови спектри и остановява, че м/у Z и честотата на спектрал. линии има проста зависимост √ = √1/ = к(к-), к и  за характерни константи на спектр. Серия.Зад Z се крие същностната характеристика на атома,която опр. Неговите с-ва.Съвренната форма(определение) на период. зак. – С-вата на ХЕ и техните съед са в период.завис. от положителните товари на ядрата на съответните атоми.;Иначе казано с-бата на атомите на ХЕ са периодична функция на заряда на ядрата им.Сходните с-ва на атомите на ХЕ са резултат от периодчхо изграждане на сходни структури.Ван ден Брук изказва предполож. Че за пор.ном .а ХЕ прябва да се крие заряда на ядрата на атомите т.е бр. на р и бр на е- е = на пор.мон на ХЕ..При многоелектронните атоми пор.ном. разте и затова се въвежда понятието ефектен заряд.√ = (к-) – теор. док-во че пор.ном е = на бр. на зарядите в ядрата на ХЕ.

_____6___4______.doc

Link to comment
Share on other sites

  • 3 седмици по-късно...
  • Потребител

Към тема 19

РАЗТВОРИ НА ЕЛЕКТРОЛИТИ,ТЕОРИЯ НА ЕЛЕКТРОЛИТНАТА ДИСОЦИАЦИЯ,ЕЛЕКТРОЛИТИ И НЕЕЛЕКТРОЛИТИ

В началото на миналия век Майкъл Фарадей е установил, че водните разтвори на киселини, основи и соли имат свойството да провеждат електрическия ток, докато много други вещества - например някои органични съединения като захар, спирт, глицерин и др. - не го провеждат. Освен това при провеждането на постоянен (прав) електрически ток електролитите (според Фарадей) се разлагат, като съставните им части се привличат от електродите и там се отделят било в първоначалното си състояние, било като вторични продукти. Тези съставни части на електролита, които се движат към електродите, Фарадей нарича йони и то привличащите се от катода - катиони, а тези от анода - аниони. Според Фарадей йоните не съществуват в разтвора, а се получават под разложителното действие на електрическия ток. Самото явление той нарича електролиза и установява законите, по които се извършват електролизните процеси.

От съвременно гледище електролитите са вещества, които спонтанно се разпадат на йони в разтвор или стопилка. Те имат йонно-кристална решетка или силно полярни молекули. Такива вещества са киселините, основите и солите. Противно на електролитите, неелектролитите са вещества, чиито водни разтвори или стопилки не съдържат йони. Най-често неелектролитите са вещества с ковалентна връзка, които имат слабо полярни или неполярни молекули. В техните водни разтвори се съдържат само хидратирани молекули. Неелектролити са захарта, алкохолът, нишестето, кислородът и др.

ОТКЛОНЕНИЕ В СВОЙСТВАТА НА РАЗТВОРИ НА ЕЛЕКТРОЛИТИ ОТ

СВОЙСТВАТА НА РАЗТВОРИ НА НЕЕЛЕКТРОЛИТИ

Една от най-важните предпоставки за теорията на електролитната дисоциация (ТЕД) представляват изследванията на Вант Хоф върху осмотичните свойства на разтвори на електролити и неелектролити. Той установява, че окритият от него закон за осмотичното налягане  = C.R.T не се спазва при разтвори на електролити, като опитно измеренето налягане е по-голямо от теоретично изчисленото по горното уравнение.

За да избегне това несъответствие Вант Хоф въвежда един поправъчен коефициент i   = i.C.R.T , който се нарича изотоничен коефициент или коефициент на Вант Хоф и се определя експериментално.

Така например в разтвор на оцетна киселина, която частично се дисоциира на йони:

изотоничният коефициент е по-голям от единица, но значително по-малък от 2, тъй като само една малка част от молекулите СН3СООН при дисоциацията си дават две частици - два йона.

В разтворите на разтворимите соли или силните киселини и основи (т.нар. силни електролити), опитно измереното осмотично налягане може да бъде 2 , 3 и дори 4 пъти по-голямо от теоретично изчисленото. Следователно в тези случаи стойностите на изотоничния коефициент i могат да бъдат 2 , 3, 4 - например:

NaCl  Na+ + Cl ; HCl  Н+ + Cl ; NaOH  Na+ + OH ; i = 2 ;

H2SO4  2H+ + SO42 ; CaCl2  Ca2+ + 2Cl ; Ba(OH)2  Ba2+ + 2OH ; i = 3 ;

AlCl3  Al3+ + 3Cl ; i = 4 ;

Това противоречие между теоретичните и експерименталните резултати Арениус обяснява, като пръв изказва идеята, че в разтворите на електролити се съдържат свободни йони, а не както твъди Фарадей, че йоните се получават под разложителното действие на електрическия ток.

Въз основа на свои експериментални данни по проводимостта на разтвори на електролити, Арениус идва до извода, че в техните водни разтвори се съдържат активни (дисоциирани) частици и неактивни (недисоциирани) частици. Активните частици на разтвора провеждат електрическия ток, а неактивните - не го провеждат.

Спонтанното разпадане на електролитите на разноименно заредени йони в разтвори или стопилки, Арениус нарича електролитна дисоциация.

Идеята за наличие на готови йони в разтворите на електролити логично обяснява по-високите стойности на осмотичното налягане в техните разтвори. Наличният брой на частичките е причина за по-високите стойности на осмотичното налягане, защото концентрацията в закона на Вант Хоф се оказва концентрация на частичките (“частичкова концентрация”). От друга страна зарядът на йоните е причина за електропроводимостта на разтворите и стопилките на електролитите.

През 1887 г. Арениус съпоставя данните за изотоничния коефициент, изчислен от него и получен експериментално и показва, че в повечето случаи данните съвпадат. Този момент се счита за доказателство и рождена дата на съвременната теория за електролитната дисоциация.

МЕХАНИЗЪМ НА ЕЛЕКТРОЛИТНАТА ДИСОЦИАЦИЯ

Разтварянето на твърдите веществата във вода се дължи преди всичко на строежа на водните молекули. Те са силно полярни и затова между частиците на веществото (молекули или йони) и водните молекули възникват сили на привличане. В резултат на това частиците се откъсват от кристала и преминават в разтвора. Силите на привличане между водните молекули и разтворените частици продължават да действат и в разтвора. В резултат на това всяка разтворена частица се оказва обградена от полярните молекули на водата. Образуват се сложни групировки, наречени хидрати.

Процесът, при който полярните водни молекули обграждат частиците на разтвореното вещество и образуват с тях сложни групировки - хидрати, се нарича хидратация.

Хидратацията е частен случай на процес с по-общо означение солватация - характерен за всички разтворители с полярни молекули. Респективно по-общото означение на групировките между молекулите на разтворителя и частиците на разтвореното вещество е солвати.

Солватите (в частност хидратите) нямат точно определен състав, т.е. нямат характер на химични съединения. Една разтворена частица може да бъде хидратирана с различен брой водни молекули. Поради това хидратацията не се изразява посредством химични уравнения.

Електролитите в най-общия случай са вещества с йонна или полярна ковалентна връзка, поради което електролитната дисоциация протича спонтанно в среда на полярни разтворители, какъвто разтворител е водата. При това дисоциацията е толкова по-голяма, колкото по-голяма е полярността на молекулите на разтворителя, тъй като тази полярност засилва солватиращото (в частност при водата хидратиращото) и дисоцииращо им действие.

От схемата се вижда, че при веществата с йонна кристална структура електролитната дисоциация се свежда до разграждане на кристалната решетка под действието на полярните молекули на разтворителя.

Дисоциацията на съединенията с полярна връзка протича по-сложно и преминава през няколко етапа - солватация (хидратация), йонизация и дисоциация:

хидратация йонизация

дисоциация

Според състава си йоните, които се образуват при електролитната дисоциация биват: прости - H+ , Na+ , Ca2+ , Al3+ , Cl , S2 и др. , или сложни - OH , NH4+ , SO42 , NO3 , PO43 и др. Свойствата на йоните са коренно различни в сравнение със свойствата на съответните атоми. Така например хлорът Cl2 е жълто зелен газ, с остра неприятна миризма, силно отровен - едно от първите бойни отровни вещества. Хлоридните йони Cl са без цвят, не са отровни и както е известно човек приема ежедневно хлоридни йони чрез храната (например чрез готварската сол ). Подобни примери могат да се дадат за всички йони.

В разтвор или в стопилка йоните се движат хаотично и са равномерно разпределени в целия обем. Под действието на постоянен електричен ток, йоните придобиват насочено движение към съответните електроди с противоположен заряд.

Ако в молекулата на даден електролит има различни по степен на полярност връзки, електролитната дисоциация засяга първо най-полярната връзка:

орто-хидрокси бензоена киселина

ЕЛЕКТРОЛИТНАТА ДИСОЦИАЦИЯ КАТО ОБРАТИМ ПРОЦЕС

Едновременно с разпадането на електролита до йони - процес на дисоциация, протича и асоциацията на йоните в цели молекули - процес на моларзация. Например:

или за общия случай:

Както при всеки обратим процес, така и при електролитната дисоциация се установява равновесие между двата противоположни процеса. Това равновесие е динамично, което ще рече че ако може да се бележи по някакъв начин една частица (напр. Н+), то в даден момент тя ще е под формата на йон, а в друг момент като недисоцирана молекула, при което съставът на йоните и целите молекули ще остава постоянен. Изравняването на скоростите на двата противоположни процеса дава основание да се въведе равновесна константа, наричана в случая константа на дисоциация, която е количествена характеристика на процеса на електролитна дисоциация. Така например за обратимата реакция на дисоциация на оцетната киселина:

СН3СООН СН3СОО + Н+

дисоциационната константа се дава с израза:

Концентрациите, които участват в израза за константата представляват т.нар. равновесни концентрации, т.е. концентрации на съответните частици след установяване на равновесния процес. Особено важно е да се подчертае, че равновесната концентрация на недисоцираните молекули е винаги по-малка от концентрацията на разтворените молекули от електролита. Константата на дисоциация е постоянна величина за дадена температура и е индивидуална характеристика на електролита. Тя зависи преди всичко от природата на електролита и разтворителя, но не зависи от концентрацията. По принцип при повишаване на температурата Кд расте, т.е. повишаването на температурата благоприятства дисоциацията. Така например константа на дисоциация на оцетната киселина във вода за 25оС е приблизително Кд = 1.105 mol/l . Това число би могло да се тълкува по следния начин:

или на 10+5 (100000) молекули оцетна киселина СН3СООН , само една е дисоцирана на йони. Това означава, че електролитът е слаб и равновесният процес е изтеглен значително наляво - към целите молекули. Същите разсъждения за мравчената киселина НСООН показват:

НСООН НСОО + Н+

че тази киселина е също слаб електролит, но значително по-силен (около 100 пъти или два порядъка) в сравнение с оцетната киселина.

Електролитната дисоциация се характеризира и с още една количествена величина - т.нар. степен на електролитна дисоциация , която се бележи с гръцката буква  .

Степента на електролитната дисоциация  зависи от природата на електролита и разтворителя, от концентрацията му и от температурата. От начина по който се дефинира  е очевидно, че тя е число, което има две гранични стойности:  = 0 когато няма дисоциация и  = 1 когато има пълна дисоциация. Следователно 0    1 . Прието е също така  да се изразява и в проценти и тогава 0%    100%

В зависимост от  електролитите се делят на: силни -  > 30% (например: NaCl , HCl , NaOH и др.); средни - 3% <  < 30% (например H3PO4 , HF) и слаби  < 3% (например СН3СООН , H2S и др.) , като естествено тези гранични стойности са условни и не представляват точна разделителна граница.

Съществува проста връзка между двете количествени характеристики на процеса на електролитна дисоциация  и Кд , която е известна като закон за разреждането. Нека за илюстрация се разгледа дисоциацията на слабия електролит оцетна киселина, за която по-горе е дадено уравнението на равновесния процес и израза за равновесната константа.

Ако с Стот се означи изходната (тоталната) концентрация на разтворената оцетна киселина, то концентрацията на дисоцираните молекули ще бъде:

Сдис = .Стот , при което Сдис = ССН3СОО = СН+ = .Стот ,

тъй като от една молекула оцетна киселина се получава по един ацетатен и един водороден йон. Следователно за равновесната концентрация на недисоцираните (целите) молекули оцетна киселина се получава:

ССН3СООН = Стот  Стот.  = Стот.(1 )

Ако получените изрази за всички равновесни концентрации, изразени чрез  се заместят в израза за равновесната константа, то се получава:

Като се има предвид връзката Стот = n/V , където n е броят на моловете, а V е обемът на разтвора, то за константа се получава:

За слабите електролити, когато  < 3% (или  < 0.03) , членът (1 - )  1 и тогава:

следователно:

Следователно  расте с увеличаване на обема на разтвора V т.е.  расте с разреждането (закон за разреждането).

СИЛНИ И СЛАБИ ЕЛЕКТРОЛИТИ

А. СЛАБИ ЕЛЕКТРОЛИТИ

Слабите електролити са такива електролити, които се дисоцират частично и във водния им разтвор има наличие както на йони, така и на цели молекули.

Слаби елктролити са повечето органични киселини, както и някои неорганични киселини като H2CO3 , H2SO3 , H2S , HCN , H2O2 . Слаб електролит е и водата Н2О . Към слабите електролити принципно може да се отнесат H3РO4 и HF .

Както бе показано по-горе, във воден разтвор на един слаб електролит при дадена температура се установява динамично равновесие между процеса на дисоциация и процеса на моларизация.

Съгласно закона за разреждането, при разреждане на разтвор от слаб електролит  расте, тъй като се намалява концентрацията на йоните и от там вероятността за среща и взаимодействие между тях (процеса моларизация). В резултат на това, динамичното равновесие се изтегля в полза на процеса на дисоциация. Трябва обаче да се подчертае, че при дадена температура тези промени в равновесните концентрации на йоните и недисоцираните молекули на слабия електролит не променят стойността на дисоциационната константа Кд , чиято стойност зависи единствено от външния фактор температура.

Б. СИЛНИ ЕЛЕКТРОЛИТИ

Силните електролити са такива вещества, които във водни разтвори напълно са дисоцирани на йони. Следователно в такива разтвори равновесието между процесите на дисоциация и моларизация е изтеглено по посоката на пълна дисоциация, която представлява практически необратим процес и няма наличие на цели молекули от електролита:

HCl  H+ + Cl

Силни електролити са:

1. Всички разтворими във вода соли - вж. Таблицата за разтворимост.

2. Всички киселини, които се наричат “силни киселини”. Това са на първо място H2SO4 , HCl , HNO3 както и някои киселини на халогенните елементи HClO4 , HBr , HI .

3. Силни електролити са хидроксидите на алкалните елементи - на първо място NaOH и KOH както и хидроксидите на алкалоземните елементи - най-вече Са(ОН)2 и Ва(ОН)2 .

Важно: В разтворите на силните електролити има само йони и няма цели молекули, което трябва да се има предвид при записването на химичните уравнения на възможните реакции в техните водни разтвори.

Забележка: Разглеждането на HClO4 като най-силната киселина изобщо, а на HI като по-силна от HBr, а тя от своя страна като по-силна от HCl , засяга строежа на молекулата и полярността на връзката между водородния атом и останалата част от молекулата. Във водни разтвори обаче тези киселини , както и силните основи, са в еднаква степен - напълно дисоцирани. Това се дължи на влиянието на диполните молекули на водата, които изравняват (или както се казва “нивелират”) по сила силните киселини и основи. Така че HClO4 не е “по-дисоцирана” от сярната или солната киселина, а всички те са еднакво, напълно дисоцирани, защото в разтворите им има само йони и няма цели молекули.

При разглеждането на разтворите на силните електролити трябва да се отчита фактът, че при еднакви концентрации на разтворените електролити, концентрацията на йоните е значително по-голяма в сравнение с разтворите на слабите електролити. Във връзка с тази значителна концентрация на йони, разтворите на силните електролити показват някои аномални свойства, които на пръв поглед заблуждават относно наличие на прилика със свойствата на слабите електролити.

Така например електропроводимостта на тези разтвори е по-малка от очакваната (изчислената) за пълна дисоциация и формално отговаря на наличие на степен на електролитна дисоциация, която в случая се нарича привидна. Освен това тази привидна степен на електролитна дисоциация расте с разреждането, което е характерно за разтворите на слабите електролити.

Тези аномални свойства могат да бъдат обяснени с голямото електростатично взаимодействие , което съществува между йоните в техните разтвори благодарение на значителна им концентрация. В резултат на това взаимодействие всеки йон се оказва обграден от противоположни по заряд йони, които образуват т.нар. йонна атмосфера или йонен облак. Схематично йонният облак може да бъде представен по следния начин:

+

Противойоните които се намират около централния йон, образуват дифузионен слой - плътността на йонната атмосфера около централния йон е най-голяма, като постепенно намалява с увеличаване на разстоянието. Разбира се в един реален разтвор картината е много по-сложна, тъй като такива йонни облаци или йонни атмосфери се образуват около всички йони - както положителни, така и отрицателни. Освен това такава една картина на йонен облак не е статична, а е динамична, поради непрекъснатото хаотично движение на йоните.

Когато в такъв разтвор се поставят електроди и се включи прав ток, то йоните се отправят към съответните полюси, но йонната атмосфера оказва пречещо дейстие при това придвижване. Освен това ако даден йон се “отскубне” от една йонна атмосфера, той веднага попада под пречещото действие на друга йонна атмосфера и т.н. В резултат йоните пристигат с известно закъснение до електродите, с което се обяснява по-ниската електропроводимост на тези разтвори. Във връзка с този факт е очевидно, че при разреждане разтвора се намалява концентрацията на йоните, което води до намаляване плътността на йонната атмосфера и нейното пречещо действие при насоченото движение на йоните към полюсите на електродите. В крайна сметка това води до повишаване на електропроводимостта на разтвора.

Високата йонна концентрация в разтворите на силните електролити, която е причина за междуйонните взаимодействия в разтвора, неминуемо дава отражение върху химичната активност на разтворите на силните електролити. Оказва се, че при такива взаимодействие тези разтвори се отнасят така, като че ли тяхната концентрация е по-малка.

Прието е тази привидна концентрация да се нарича активност и да се бележи с малка буква а . Формално активността може да се нарече “поправена концентрация”, като поправката се осъществява посредством т.нар. коефициент на активност f :

a = f.C , 0  f  1

Колкото един разтвор е по-разреден, толкова взаимодействието между йоните е по-слабо и активността се приближава до истинската концентрация f  1 . По-точно казано при безкрайно разреждане f  1 и респективно а  С .

През 1923 г. Дебай и Хюкел правят изчисления върху електростатичния модел на йонната атмосфера и извеждат уравнение за активитетния коефициент f , с което поставят основите на теорията на силните електролити.

В по-ново време е показано, че поведението на електролитите в разтвори много зависи от вида на разтворителя. Така например силните във вода елктролити (NaCl , HCl и др.) се оказват слаби в някои неводни разтворители (C2H5OH , CH3OH и др.) и към техните разтвори може да се приложи ЗДМ. Ето защо правилният възглед за разтворите на електролитите е:

Няма рязка граница между силни и слаби електролити. Деленето е условно и не се явява класификация на електролитите, а само класификация на тяхното поведение в даден разтворител.

Например: NaCl не е силен електролит изобщо. Тази сол има поведение на силен електролит във водни разтвори и поведение на слаб електролит в спиртни разтвори.

КИСЕЛИНИ , ОСНОВИ И СОЛИ ОТ ГЛЕДИЩЕ НА ТЕД

Въз основа на ТЕД Арениус изгражда стройна теория за киселините, основите и солите във водни разтвори.

Киселините са електролити, които във воден разтвор се дисоциират само

на един вид катиони - водородни йони Н+ и киселинни аниони:

Освен това водните разтвори на киселините променят синия лакмус в червен.

В зависимост от броя на водородните йони, които се отделят при дисоциацията на една молекула киселина или могат да се заместят (или неутрализират) при химична реакция, киселините биват:

едноосновни - HCl , HNO3 , HCN , CH3COOH , HCOOH и др.

двуосновни - H2SO4 , H2SO3 , H2CO3 , H2S и др.

триосновни - H3PO4 , H3AsO4 (арсенена) и др.

четириосновни - етилендиаминтетраоцетната киселина (ЕДТА):

Многоосновните киселини във вода по принцип не са силни електролити (единствено изключение е сярната киселина H2SO4). При тях електролитната дисоциация протича на степени. За всяка степен се установява равновесие, което се характеризира количествено с отделна дисоциационна константа, наречена степенна дисоциационна константа. Така например дисоциацията на въглеродната киселина H2CO3 протича на две степени и съответно има две степенни дисоциационни константи:

При триосоновните киселини - напр. H3PO4 дисоциацията протича на три степени и съответно има три степенни дисоциационни константи К1 , К2 , К3 , при четириосновните - на четири и т.н. Очевидно е, че стойностите на степените дисоциационни константи намаляват в реда К1 > К2 > К3 > … Кn .

Oсновите според ТЕД са електролити, които във воден разтвор се дисоцират на метални катиони и един вид аниони - хидроксидни аниони ОН .

Освен това водните разтвори на основите променят червения лакмус в син.

В зависимост от броя на хидроксилните (хидроксидните) йони, които се отделят при дисоциациата или които могат да бъдат заместени (неутрализирани) при химични взаимодействия, основите биват:

едновалентни - NaOH , KOH и др.

двувалентни - Ca(OH)2 , Ba(OH)2 и др.

тривалентни - Al(OH)3 , Fe(OH)3 и т.н.

Многовалентните основи също се дисоцират на степени.

Следователно според Арениус Н+ е носител на киселите свойства, а ОН е носител на основните свойства.

Забележка: Съществува известна разлика между понятията хидроксид и основа, която се свързва с количеството на хидроксидните йони ОН , които молекулите на един хидроксид дават при своята дисоциация. Като основи обикновено се означават силните хидроксиди, чиито водни разтвори имат значителна концентрация на ОН . Въз основа на това може да се каже, че всички основи са хидроксиди, но не всички хидроксиди са основи, т.е. водните им разтвори не винаги проявяват типичните основни свойства.

Солите са химични съединения, които могат да се разглеждат като получени при взаимодействието на киселини с основи - т. нар. неутрализация.

Дисоциацията на солите във водни разтвори зависи от техния състав и на тази основа те се разделят главно на три групи:

Нормални соли - при своята дисоциация те дават само един вид катиони (метални катиони, различни от Н+) и един вид аниони (киселинни аниони, различни от ОН).

Нормалните соли са силни електролити - дисоциацията им протича на една степен и е необратим процес - в разтвора няма цели молекули на солта.

Кисели соли или хидрогенсоли - при тяхната дисоциация освен металните йони, които са в количество равно на концентрациата на солта, се получават и малки количества водородни йони. Незначителната концентрация на последните се дължи на степенната дисоциация на хидрогенни йони на многоосновни киселини. Следователно хидрогенсолите могат да се разглеждат като получени при непълна (частична) неутрализация на многоосновни киселини. Дисоциацията на хидрогенсолите протича в няколко степени, от които първата е на силен електролит, а останалите като слаб елктролит. Броят на останалите степени, при които дисоциацията протича като слаб електролит зависи от броя на способните за дисоциация водородни йони в хидрогенаниона:

Основни соли - при дисоциацията си във воден разтвор освен метални катиони и киселинни аниони, те дават и незначителна концентрация от хидроксилни аниони. Следователно основните соли могат да се разглеждат като получени при непълна (частична) неутрализация на многовалентни основи:

Аналогично на хидрогенсолите, основните соли също се дисоциират на степени:

Освен трите основни вида соли, познати са още комплексни и двойни соли. Комплексните соли при дисоциацията си дават комплексни йони, които имат сложен състав:

Комплексните йони търпят по-нататъшна дисоциация, която протича в различна степен. Колкото по-малка е степента на дисоциация, толкова по-стабилен е комплексният йон. Така например показаният в горното уравнение комплексен йон е многа стабилен. Неговата по-нататъшна дисоциация по уравнението:

е незначителна, равновесието практически е напълно изтеглено по посока на комплексния йон и в разтвора концентрацията на йоните на двувалентното желязо и на цианидния йон са нищожни (разтворът не е отровен!) и трудно могат да бъдат доказани.

Ако комплексният йон е нестабилен и търпи значителна дисоциация, то такива съединения не се наричат комплексни, а двойни соли. Типичен представител на двойните соли е алуминиевата стипца - KAl(SO4)2.12H2O . При дисоциацията на тази сол не се получават комплексни йони, а два вида катиони, различни от Н+ и киселинни аниони:

ВОДАТА КАТО СЛАБ ЕЛЕКТРОЛИТ. ВОДОРОДЕН ЕКСПОНЕНТ - рН

Познати са слаби електролити, които макар и в незначителна степен се дисоциират и дават йони характерни както за киселини, така и за основи. Такива електролити се наричат амфолити. Типичен амфолит е водата.

Чистата вода, макар и в незначителна степен се дисоцира по уравнението:

Като всеки равновесен процес дисоциацията на водата се характеризира количествено с равновесна константа, чиято стойност е постоянна за дадена температура:

Стойността на тази константа е много малка, което показва че броят на дисоциираните молекули е незначителен. Следователно концентрацията на недисоцираните молекули може да се приеме за постоянна величина и да се включи в стойността на равновесната константа. При това положение тази равновесна константа се бележи с индекс Кw (w от първата буква на английската дума water = вода) и се нарича йонно произведение на водата:

Очевидно е че в чистата вода двете равновесни концентрации - на водородните и на хидроксидните йони са равни, тъй като те се получават при дисоциацията на една молекула вода:

Всеки воден разтвор, за който е изпълнено горното равенство се нарича неутрален.

Ако се наруши равновесието при дисоциацията на водата, това води до промяна на съотношението между концентрациите на водородните и хидроксидните йони. В такъв случай водният разтвор не е неутрален или както се казва променя се неговата киселинност.

обратно:

В химическата практика е прието киселинността на средата да се характеризира само с концентрацията на водородните йони, като очевидно тази концентрация варира в твърде широки граници. Например: в едномоларен разтвор на солна киселина СН+ = 1 mol/l , а при разтвор на натриева основа със същата концентрация - СН+ = 1014 mol/l (СОН = 1 mol/l ). Очевидно е, че при характеристката на целия обхват на киселинността на водните разтвори трябва да се използват малки числа, което е твърде неудобно:

За да се избегне това неудобство е въведена величината рН или т. нар. водороден показател или водороден експонент. Тази величина се дефинира по следния начин:

рН =  lg CH+

Следователно в неутрални разтвори рН = 7 , в кисели - рН < 7 , а в алкални - рН > 7 .

По съвсем аналогичен начин може да се въведе и величината рОН :

рОН =  lg CОН

При това положение ако израза за йонното произведение на водата се логаритмува и след това умножи по (-1):

то се получава:

окончателно:

Използването на водородния показател представлява очевидно удобство, което може да се домонстрира със следната схема:

ПРОТОННА ТЕОРИЯ ЗА КИСЕЛИНИТЕ И ОСНОВИТЕ

Теорията на Арениус за киселините и основите, или т.нар. класическа теория, задоволително обяснява всички факти за водни разтвори на киселини и основи. В други - неводни разтвори се наблюдават явления, които противоречат на тази теория.

Едно правилно тълкуване на киселинно-основните равновесия както във водни, така и в неводни разтворители е дадено от Брьонстед и независимо от него от Лаури (1923 г.). Счита се, че по-голямата заслуга за развитието на тази теория принадлежи на Брьонстед и затова тя се свързва главно с неговото име.

Според Брьонстед във всяко киселинно-основно равновесие централна роля играе протонът (водородният йон Н+) и затова теорията се нарича “протонна” . В литературата се среща и названието “протолитична”, но напоследък повече се възприема краткото и ясно название “протонна”, което освен това подчертава още повече ролята на протона.

Според протонната теория киселината (означава се с а от думата acid = киселина) е съединение, което отдава протон и се превръща в основа, а основата (означава се с b от думата base = основа) е съединение, което приема протон и се превръща в киселина:

Киселината и основата се намират във взаимно зависимо равновесие и образуват т.нар. спрегната система (спрегната чрез протон). Следователно основната разлика между теорията на Арениус и Брьонстед е, че хиодроксидните йони въобще не се третират или както се казва йонът ОН е “детрониран”.

Една киселина и нейната спрегната основа образуват киселинно-основна двойка, като всеки от участниците се нарича протолит, а киселинно-основната двойка - протолитна система:

При последните два примера НСО3 играе роля както на киселина, така и на основа. Такива протолити, които могат да отдават и да приемат протон се наричат амфолити.

Равновесните процеси показани по-горе, не могат да съществуват сомостоятелно, изолирано, защото протонът Н+ е много реактивоспособна частица, поради малкия си радиус и относително големия положителен заряд (+1) - аналогично на електрона, но зарядът е противоположен.

Ето защо показаните равновесия между киселините и спрегнатите им основи се наричат киселинно-основни полуреакции.

Следователно едно реално киселинно-основно взаимодействие може да се извърши само при едновременно присъствие на две системи , на две киселинно-основни двойки:

Или: Киселинно-основното взаимодействие представлява процес на преразпределение на протони между две протолитни ситеми (киселинно-основни двойки), при което свободен протон в системата не може да остане Реалният киселинно-основен процес се нарича протолиза или протолизно равновесие.

Въз основа на протонната теория, киселинно-основните равновесия по Арениус претърпяват известно различие при тяхното записване:

1. На първо място трябва да се има предвид, че във водна среда протонът реално съществува като хидратиран протон или т.нар. “хидроксониев йон” (или по-точно “хидрониев йон”).

Н+ + Н2О Н3О+

От тук и величината рН се дефинира като отрицателен десетичен логаритъм от концентрацията на хидроксониевите йони:

pH = lg CH3O+

2. Дисоциацията на водата се записва като процес на обмяна на протон между две водни молекули. Благодарение на свойствата си на амфолит, едната водна молекула играе роля на киселина, а другата - на основа:

Следователно хидроксониевият йон Н3О+ е спрегната киселина, а хидроксидният йон ОН е спрегната основа на амфолита вода. Поради това този равновесен процес се нарича процес на автопротолиза, а неговата равновесна константа Кw (йонното произведение на водата) се нарича константа на автопротолиза.

3. Дисоциацията на киселините във вода по Брьонстед се изразява като се имат предвид свойствата на водата като амфолит, при което водната молекула играе роля на основа, приема протона на киселината и се превръща в спрегнатата си киселина Н3О+ .

а) дисоциацията на силните киселини представлява необратим процес, като силните киселини напълно протонират водата. Например:

Поради необратимостта на процеса СН3О+ е равна на концентрацията на силната киселина:

СHCl = СН3О+ и от тук: pH = lg CH3O+ = lg CHCl

б) дисоциациата на слабите киселини представлява обратим процес на протониране на част от водните молекули:

СН3СООН + Н2О СН3СОО + Н3О+

Поради незначителната дисоциация СН2О е постоянна и тя се включва в стойността на Кд .

Както се вижда , основното различие при записа на киселинно-основните равновесия по Арениус и по Брьонстед за водни разтвори се явява при записването на водородните йони : Н+ по Арениус и Н3О+ по Брьонстед. Поради тази причина и за простота киселинно-основните равновесия най-често се записват по Арениус, като трябва да се има предвид, че по-коректният запис на водородните йони във воден разтвор трябва да бъде по Брьонстед.

РЕАКЦИИ МЕЖДУ РАЗТВОРИ НА ЕЛЕКТРОЛИТИ - ЙОНООБМЕННИ РЕАКЦИИ

Между водни разтвори на електролити протичат йонообменни реакции, при които се установява химично равновесие. При тези реакции не се променя степента на окисление на елементите, тъй като няма преход на електрони.

Йонообменните реакции практически протичат само в три случая:

1. Когато един от продуктите на реакцията е малко разтворимо съединение (утайка);

2. Когато един от продуктите на реакцията е слаб електролит;

3. Когато един от продуктите на реакцията е газ.

В тези случаи равновесието е изтеглено изцяло към посочените продукти и йонообменната реакция практически протича “до край”. Например:

Йонообменните реакции се записват освен с молекулни и с пълни и съкратени йонни уравнения:

Ако нито едно от трите условия не е изпълнено, реакция не протича. Например:

Смесването на двата разтвора води до получаване на смес от четири йона, между които не протича взаимодействие.

Ако едно от трите условия е изпълнено, но освен това едно от изходните вещества е слаб електролит или малко разтворимо съединение, то йонообменна реакция протича, но не до край. Степента на протичане на взаимодействието зависи от относителната сила на слабите електролити или от относителната разтворимост на малко разтворимите съединения. Например:

Степента на протичане на неутрализационния процес зависи способността на получената сол да хидролизира и да дава обратно оцетна киселина. По-точно това зависи от относителната сила на двата слаби електролита - водата и оцетната киселина. В конкретния случай водата е значително по-слаб електролит (вж. по-горе стойностите на двете константи), поради което нетрализационният процес протича в значително по-голяма степен отколкото хидролизата на солта.

При тази реакция бялата утайка от сребърен хлорид се разтваря и се образува черна утайка от сребърен сулфид, тъй като сулфидът е значително по-малко разтворим от хлорида.

Забележка: Последните два случая са пример на по-сложни йонообменни реакции. Възможността за тяхното протичане може да бъде преценена само ако се разполага с числени стойности за съответните равновесни константи.

ВАЖНО: При йонообменните реакции слабите електролити, утайките и отделящите се газове не се пишат йонно, а само като цели молекули.

ХИДРОЛИЗНИ ПРОЦЕСИ

Хидролизата е обратимо взаимодействие на йоните на разтворимите соли с йоните на водата, което води до изменение на съотношението между водородните(хидроксониевите) и хидроксидните йони в разтвора, т.е. до промяна на неговата киселинност (рН).

В зависимост от генеричния си произход солите се разделят на 4 вида и респективно има 4 случая на хидролиза на соли:

I случай. Соли които се разглеждат като получени при неутрализация на силна киселина със силна основа. Това са соли, чиито метални катиони са на елементи от I А група (алкалната група) и на алкалоземните елементи - Ca , Sr , Ba , а анионите са на силните киселини. Например: NaCl , K2SO4 , Ca(NO3)2 и др. В разтворите на такива соли хидролиза не протича. Поради това автопротолизното равновесие на водата не се нарушава и разтворите остават неутрални: СН3О+  СОН и рН  7 .

II случай. Соли които се разглеждат като получени при неутрализация на силна киселина със слаба основа. Например: NH4Cl , CuSO4 , Zn(NO3)2 и др. Разтворите на такива соли хидролизират и имат кисела реакция (определя се от силната киселина). Обратимият хидролизен процес се записва по следния начин:

В резултат на хидролизния процес равновесието на водата се нарушава, тъй като ОН се изтеглят в слабия електролит. Това води до промяна на съотношението на концентрациите: СН3О+ > СОН и разтворът е кисел , т.е. рН < 7 . Такива разтвори променят цвета на лакмуса в червен.

Забележка: Когато солите съдържат катиони като например Cu2+ , Fe2+(3+), Al3+ и др., образуващи малко разтворими хидроксиди, трябва да се има предвид че при хидролизния процес тези хидроксиди рядко падат под формата на утайки. Причината за това е, че хидролизата е равновесен процес и протича в незначителна степен. Следователно разтворите остават бистри, но тяхната рН-стойност е по-малка от 7 - те са кисели.

III случай. Соли които се разглеждат като получени при неутралзация на слаба киселина със силна основа. Например: NaCN , CH3COONa , Na2CO3 и др. Тези соли хидролизират и разтворите им имат алкална реакция (определя се от силната основа). Обратимият хидролизен процес се записва по следния начин:

По Арениус

По Брьонстед

В резултат на хидролизния процес равновесието на водата се наручава, тъй като Н+ (Н3О+) се изтеглят в слабия електролит. Това води до промяна на съотношението на концентрациите: СН3О+ < СОН и разтворът е алкален , т.е. рН > 7 . Такива разтвори променят цвета на лакмуса в син.

IV случай. Соли които се разглеждат като получени при неутрализация на слаба основа със слаба киселина. Например: CH3COONH4 , (NH4)2CO3 и др. Тези соли хидролизират в най-голяма степен, като реакцията на разтворите им е или неутрална, или слабо кисела, или слабо алкална, в зависимост от относителната сила на двата слаби протолита. Обратимият хидролизен процес се записва по следния начин:

По Арениус

По Брьонстед

Специално в този случай дисоциацинните константи на двата слаби протолита оцетна киселина и амоняк са равни и разтворът е приблизително неутрален - рН  7 . Това обаче е частен случай. В общия случай принципният отговор е даден по-горе и киселинноста се определя от по-силния от двата слаби протолита.

ХИДРОЛИЗАТА КАТО РАВНОВЕСЕН ПРОЦЕС

Всички хидролизни процеси на разтворимите соли са равновесни и се характеризират количествено чрез равновесна константа, наречена хидролизна константа - Кh .

Нека за илюстрация се разгледа хидролизата на NaCN , като за простота хидролизният процес ще се записва по Арениус:

Горният израз се получава като се има предвид, че СН2О = const и се включва в стойноста на Кh , а освен това NaOH и NaCN са силни електролити, така че СNaOH = СОH и СNaCN = СCN .

Ако се умножи числителят и знаменателя на израза за хидролизната константа с СH+ , то се получава:

Следователно хидролизата е толкова по-голяма, колкото по-слаб е слабият протолит, от който е получена солта ( Кh е обратно пропорционална на Кд ).

Като всеки равновесен процес хидролизата зависи от външни фактори:

На първо място това е температурата, която е благоприятен фактор, тъй като хидролизата (обратно на неутрализацията) е ендотермичен процес.

На второ място влияние оказва разреждането на разтвора, което също е благоприятен фактор.

На трето място върху хидролизата оказва влияние прибавянето на киселина или основа в разтвора. В този случай трябва да се има предвид продукта на хидролизата и от там да се прави преценка за посоката на изместване на хидролизното равновесие.

Трябва да се подчертае, че обратимите хидролизни процеси са характерни само за солите.

Съществуват и практически необратими хидролизни процеси, обикновено с участието на органични вещества (въглехидрати, белтъци и др.). Те протичат бавно и често се катализират от киселини, основи или ензими (хидролази).

Редактирано от ROCK
Link to comment
Share on other sites

  • Потребител

Към тема 11

ТЕРМОХИМИЯ

Протичането на всяка химична реакция е свързано, от една страна с превръщане на веществата и, от друга страна - с поглъщане или освобождаване на енергия (под форма на топлина или светлина, електрична, звукова енергия и др.). Превръщането на веществата се извършва в съответствие със закона за запазване масата на веществата. Познаването на топлинните ефекти на химичните процеси е извънредно важно, тъй като от тях зависят условията за реализиране на процесите, конструиране на реакционната апаратура, разходът на енергия и пр. Част от химичните процеси се провеждат , за да се използва енергията , която се отделя при тяхното протичане.

Разделът от химията, който изучава топлинните ефекти на химичните процеси се нарича термохимия.

I. ТОПЛИННИ ЕФЕКТИ НА ХИМИЧНИТЕ РЕАКЦИИ

Eнергетичните промени при химичните процеси могат да се изразят с топлинния ефект на химичната реакция. Количеството топлина, което се отделя или поглъща при протичането на една химична реакция се нарича топлинен ефект на реакцията. Топлинният ефект се бележи с Q и се измерва в килоджаули (kJ).

В термохимията химичните процеси се описват с термохимични уравнения. За разлика от обикновените химични уравнения, те включват и топлината на процесите:

С(тв) + О2(г) = СО2(г) + Q

N2(г) + О2(г) = 2NO(г)  Q

Тъй като топлинният ефект на реакцията зависи от агрегатното състояние и от вида на алотропната форма на веществата, в термохимичните уравнения, след формулите на веществата, като индекс се отбелязва: (г) - газ; (т) - течност; (тв) - твърдо вещество; (аq) - воден разтвор и т.н.

Химични реакции, които се извършват с отделяне на топлина се наричат екзотермични. Те имат положителен топлинен ефект ( +Q).

Например образуването на СО2 от въглерод и кислород е екзотермичен процес, защото се извършва с отделяне на топлина в околната среда. Друг пример за екзотермичен процес е образуването на водород и кислирод:

Н2(г) + ½ О2(г)  Н2О(г) + 242.5 kJ

Химичните реакции, които се извършват с поглъщане на топлина се наричат ендотермични. Те имат отрицателен топлинен ефект ( Q).

Пример за ендотермична реакция е образуването на азотен оксид от азот и кислород:

1/2N2(г) + ½ О2(г)  NO(г) - 90.4 kJ

Промяната на енергията на системата (съвкупност от тела, които си взаимодействат и образуват едно цяло) при протичането на екзотермична и на ендотермична реакция в общ вид са изразени на следващите фигури:

продукти

E изходни отделя се Е на

вещества топлина реакцията

(+Q)

поглъща се

топлина

продукти изходни (-Q)

на вещества

реакцията

реакционен път реакционен път

Когато топлинният ефект на реакцията е положителен (т.е. при екзотермични реакции), общата енергия на системата намалява. Продуктите на екзотермичните реакции са по-бедни на енергия от изходните вещества и следователно - по-стабилни.

В зависимост от вида на химичната реакция (химичен синтез, горене, неутрализация) се говори за топлина на образуване, топлина на изгаряне, топлина на неутрализация и т.н.

Топлина на образуване е количеството топлина, която съпътства образуването на 1 mol химично съединение от съответните стабилни прости вещества при определени условия: to = 25 oC, p = 1.105 Pa .

Изразява се в kJ/mol . Това трябва да се има предвид при писане на термохимичните уравнения. Например:

1/2 N2(г) + ½ О2(г) = NO(г)  90.4 kJ

N2(г) + О2(г) = 2NO(г)  180.8 kJ

Топлините на образуване на простите вещества се приемат за нула. Когато химичният елемент съществува в няколко алотропни форми, нулева стойност на топлина на образуване има само стабилната му при обикновени условия форма.

Топлина на изгаряне е количеството топлина, което се отделя или поглъща при изгарянето на 1mol вещество в кислородна среда, при което се получават висшите оксиди на съставящите го елементи.

За практиката е важно да се познават топлините на изгаряне на основните за човека енергийни източници - храни и горива (дървесина, въглища, бензин, хляб, мляко, яйца и пр.). По стойността на топлините на изгаряне се съди за калоричността на храните и горивата. При това за горивата топлината на изгаряне се измерва спрямо 1 kg (g) твърдо (или течно) гориво или 1m3 газообразно гориво, а за храните - спрямо 1 g.

ЗАКОНИ В ТЕРМОХИМИЯТА

Основен закон в термохимията е законът на руския химик Хес. Той гласи:

Топлинният ефект на една химична реакция при дадени условия зависи само от началното и от крайното състояние, но не и от междинните етапи на реакцията.

Например: получаването на СО2 може да се извърши по два пътя:

 чрез пряко изгаряне на С до СО2 в кислородна среда (1)

 като се премине през СО (2)

(1) C + O2 = CO2 + Q3 CO

( 2) C + 1/2O2 = CO + Q1 Q1 Q2

CO + 1/2O2 = CO2 + Q2 C CO2

Q3

Според закона на Хес топлинният ефект на директното получаване на СО2 ще бъде равен на сумата от топлинните ефекти на двата междинни етапа, т.е.

Q3 = Q1 + Q2

Този закон позволява да се намери топлинния ефект на коя и да е междинна реакция, ако са познати топлинните ефекти на другите междинни реакции и на сумарната реакция. В посочения пример може непосредствено да се измери топлинния ефект (топлината) на образуването на СО2 (Q3) и на окислението на СО до СО2 (Q2). Следователно топлината на образуването на СО (Q1) , която не се определя експериментално, може да се изчисли съгласно закона на Хес по уравнението:

Q1 = Q3 - Q2

От закона на Хес може да се изведе важно следствие, което разкрива връзката между топлинния ефект на една реакция и топлината на образуване на изходните вещества и на продуктите на реакцията. То гласи:

Топлинният ефект на една химична реакция е равен на сумата от топлините на образуване на продуктите на реакцията минус сумата от топлините на образуване на изходните вещества, като се има предвид броя на моловете с които те участват.

Например: нека да се намери топлинният ефект на реакцията:

NH3(г) + HCl(г)  NH4Cl(тв) + Q

ако се знае, че топлината на образуване на HCl е q1 , на амоняка - q2 , а на амониевия хлорид NH4Cl - q3. Топлините на образуване обикновено се записват под формулите на съединенията в термохимичните равенства:

NH3(г) + HCl(г)  NH4Cl(тв) + Q

q2 q1 q3

Съгласно следствието от закона на Хес : Q = q3  (q2 + q1).

По-сложен пример: нека се намери топлинния ефект на реакцията на пържене на пирита до серен диоксид при производството на сярна киселина:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 + Q

q1 q2 q3

Съгласно следствието от закона на Хес : Q = 2.q2 + 8.q3  4.q1 . Топлината на образуване на простото вещество кислород О2 е нула и не участва в пресмятането на топлинния ефект.

По своята същност законът на Хес е следствие от закона за запазване на енергията, приложен към химичните реакции. Ако енергията, която се отделя при протичането на една и съща реакция по различни пътища е различен, би било възможно чрез провеждане на процеса по единия реакционен път и връщането му по другия да се печели енергия, т.е. би се печелило енергия от нищо, което е невъзможно. Следователно енергетичните промени при химичните реакции протичат в съответствие със закона за запазване на енергията.

III. ПОСОКА НА ХИМИЧНИТЕ ПРОЦЕСИ

Законът за запазване на енергията дава възможност за съставяне на енергетичните баланси на химичните процеси, но не дава данни за посоката , в която те могат да протичат. От най-общи съображения, най-устойчиви са тези съединения, които се получават в резултат на реакция с най-висок топлинен ефект.Следователно може да се очаква химичните реакции да се извършват само в тази посока, при която се отделя топлина. Или: по-вероятна е екзотермичната реакция, водеща до реакционни продукти с по-ниска енергия, в сравнение с енергията на изходните вещества. Тези съображения са залегнали в принципа на френския химик Бертло, който заедно с англичанина Томсън през 1867 г. формулира като критерий за протичане на даден процес топлината на реакцията : “Химичната реакция протича в посока, при която се отделя топлина”.

Действително голяма част от процесите, които се наблюдават и протичат в природата са екзотермични - горенето , гниенето и пр. Съвсем скоро след утвърждаването на този критерий се оказало, че и голям брой ендотермични реакции също могат да протичат спонтанно. Напр. процесът на разлагане на варовика е ендотермичен:

to > 900oC

СаСО3(тв)  СаО(тв) + СО2(г)  Q

Следователно енергетичният критерий не е в състояние винаги да послужи за точно предсказване на посоката, в която протичат химичните процеси.

Към края на 19 век учените достигат до извода, че в една система протичат такива процеси, при които от едно по-малко вероятно се преминава към едно по-вероятно състояние. В общия случай преценката за по-вероятното от две състояния е трудна, тъй като трябва да се отчитат много фактори. За илюстрация ще се даде следния прост пример: Нека да се представи схематично автомобилна писта, върху която се движат състезателни автомобили. Във взаимното разположение между отделните автомобили има различни възможности: състояние (1), при което автомобилите са на равно разстояние един от друг, т.е. те са подредени , или състояния (2) , (3) и т.н., при които разстоянията между автомобилите са различни. Естествено че състояние (1), което е едно единствено е много малко вероятно в сравнение с останалите състояния на неподреденост, които са безброй много.

по-вероятно

1 2 3

по-малко

вероятно

В такъв случай критерият за определяне посоката на процесите може да се каже така:

В една система протичат такива процеси, при които от едно по-подредено състояние се преминава към едно по-неподредено състояние.

Например ако смесим два газа (аргон и хелий), които се намират в два отделни съда свързани с кран, процесът ще продължи докато газовете се разпределят в целия обем определен от двата съда. Този процес протича самоволно (спонтанно), докато обратният - връщането на газовете в изходните съдове не може да се осъществи от само себе си - спонтанно.

Както енергетичният, така и този критерий не е абсолютен. Съществуват процеси на самоволно преминаване от по-безпорядъчно към по-подредено състояние - например процеса на кристализация, на втечняване и др. Тези процеси обаче са екзотермични.

При едновременното действие на двата фактора съществуват следните възможни варианти:

1. Процесът е екзотермичен и системата преминава към по-неподредено състояние. Такъв процес протича самоволно, тъй като и двата фактора действат в благоприятна посока.

2. Процесът е ендотермичен и води до преминаване в по-подредено състояние. Такъв процес не може да протече спонтанно, тъй като и двата фактора действат неблагоприятно.

3. Процесът е ендотермичен и е свързан с нарастване на безпорядъка или екзотермичен, но протичащ с увеличаване на порядъка. В тези случаи двата фактора действат в различни посоки. Такива процеси могат да протекат самоволно само при подходящ подбор на условията, които осигуряват превес на фактора, който благоприятства желаната реакция.

Такъв е случаят с всички равновесни процеси, в които равновесието се направлява с помощта на външни фактори. Например при разлагане на СаСО3 :

СаСО3 СаО + СО2 - Q

изтеглянето му в дясно е свързано с нарастване на безпорядъка, което е характерно за високотемпературната област, където енергията на движение на молекулите се увеличава и тяхното взаимодействие намалява. Ето защо процесът протича надясно само при високи температури. При ниски температури безпорядъкът намалява и доминира енергетичният фактор. Следователно равновесието се измества наляво - по посока на екзотермичната реакция.

Отчитането на факторите, които влияят върху посоката на химичните процеси, показва, че:

Спонтанно протичат процеси, свързани с отделяне на енергия и с преход от по-подредено към по-безпорядъчно разпределение на частичките.

Процесите, свързани само с отделяне на топлина или само с преход към по-безпорядъчно разпределение на частичките, протичат до установяване на химично равновесие, което се направлява в зависимост от условията.

Редактирано от ROCK
Link to comment
Share on other sites

  • 7 месеца по късно...
  • Потребител

TEMA 4

Периодичен закон.Структура на перодичната система.Принципи на изграждане на периодичната система във връзка с електронната структура на атомите.

Според Периодичния закон свойствата на простите в/ва на елементите, както и съставът и свойствата на техните съединения се намират в периодична зависимост от стойността на атомните тегла(маси) на елементите.Според този закон Менделеев подрежда известните до тогава 63 елемента в периодична таблица.При определяне на техните места в таблицата освен атомните маси Менделеев взима в предвид и принципа на периодичност в техните свойства.В таблицата Менделеев оставя и празни места и предсказва че съществуват и неоткрити елементи. В периодич. с-ма в хоризонтал. отношение елемент. са подредени в 7 периода, а във вертикално - в 8 групи. Перио-дът е съвкупност от елементи чиито свойства се изменят закономерно с увеличаване на ядрения заряд.(съответно броя на електроните.При всеки период се започва изграждането на нов ел. слой. Всеки период започва с алкален метал и завършва с инертен газ.I период има 2 елемента,II и III пер. – 8 елем.,IV и V период са по 18 елемента ,VI пер.-32,VII пер. е незавършен и би трябвало да съдържа също 32 елем.Първите 3 периода се нар. малки, а другите-големи.Малките и големите периоди се различават по изграждането си. За IV и V период разликата е в това, че след алкалоземния елемент започват 10 елемента при които се изгражда d-електрон. слой и те се нар. d-елементи (преходни еле-менти).Всяка група се разделя на 2 подгрупи-главна и вторична. Вторич. групи са изградени само от преходните елементи на 4,5 и 6 период.8-вторична група се състои от 3 електрони (сумата на s- и

общия бр. на валентнит

конфигур.-ns2px (x=1 до 6). Те проявават максимална окислител. степен, която е = на

триади преходни елементи.С изясняване

строежа на атома се изясняват и принципите на изграждане на период. система. Атомния № на елемента е = на бр. на положителните заряди и на бр. на електроните на атома. Всеки период започва с елемент при който става запълване на ns-подслоя и завършва с елемент при който изцяло е запълнен np-подслоя. Всички елементи от даденa група имат еднаква електрон. конфигурация на най-външния си ел. слой. При главните под-групи валентните електрони на елемент. са от s- и p-тип и те са в най-външният им слой, а при вторичните подгрупи валентните d-електрони са в предпоследния слой. Групата в периодичната система се състои от елементи с еднаква конфигурация на външния си електронен слой но с различен брой ел. слоеве. Периодите са образувани от елементи които имат еднакъв брой слоеве, но са с различен брой електрони в най-външните слоеве. Според типа на електроните в най-външния валентен електронен слой химичните елементи са: s-елементи-имат в най-външния си електронен слой електронна конфигурация-nsx, където n-е номера на периода.При химични

реакции тези елементи отдават електрони и образуват стабилни катиони. Те са силни редуктори и директно реагират с повечето неметали, образувайки йонни съединения.Всеки период има по два s-

елемента (от групата на Li и Be). р-елементи - химични елементи от III до VIII гр. на периодичната система.

Р-елементи от II-период се различават по свойства от другите

р- елементи, защото имат малък радиус и някои от тях (по-тежките елементи) имат d-електрони. d-елементи - при тях валентните електрони са в най-външния s -ниво и d-подниво. Те образуват вторични групи на периодичната система.Те са метали, редуктори. Много от тях са химически инертни при обикновена температура to, но с ↑ на to активността им ↑.Те са активни комплексообразуватели. f-елементи

електрон. конфигурация-(n-2)fx(n-1)dyns2. Te образуват 2 семейства лантаноиди (n=6) и актиноиди (n= 7). Свойствата на лантаноидите са подобни на тези на хим. елем. от III B-група, характерна степен на окисление +III.

Link to comment
Share on other sites

Напиши мнение

Може да публикувате сега и да се регистрирате по-късно. Ако вече имате акаунт, влезте от ТУК , за да публикувате.

Guest
Напиши ново мнение...

×   Pasted as rich text.   Paste as plain text instead

  Only 75 emoji are allowed.

×   Your link has been automatically embedded.   Display as a link instead

×   Your previous content has been restored.   Clear editor

×   You cannot paste images directly. Upload or insert images from URL.

Зареждане...

За нас

Вече 17 години "Форум Наука" е онлайн и поддържа научни, исторически и любопитни дискусии с учени, експерти, любители, учители и ученици.

За своята близо двайсет годишна история "Форум Наука" се утвърди като мост между тези, които знаят и тези, които искат да знаят. Всеки ден тук влизат хиляди, които търсят своя отговор.  Форумът е богат да информация и безкрайни дискусии по различни въпроси.

Подкрепи съществуването на форумa - направи дарение:

Дари

 

 

За контакти:

×
×
  • Create New...