Шпаргалка по «Неорганической химии»

ОТВЕТЫ НА ВОПРОСЫ К ЭКЗАМЕНУ ПО НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ

 

I. ОБЩАЯ ХИМИЯ

 

1. Эквивалент. Эквивалентная масса. Эквивалентный  объём (привести примеры). Закон эквивалентов.

Эквивалент – (Д.А. Князев) это реальная или условная частица вещества, которая в данной кислотно-основной реакции эквивалентна одному катиону водорода или в данной окислительно-восстановительной реакции одному электрону.

Эквивалент – (А.Н. Барышев) это масса равная 1/12 массы атома углерода или 1/2 массы атома водорода.

(!)– это такое его  количество, которое присоединяет 1 моль атомов водорода или полмоля атомов кислорода

Эквивалент вещества – (П.М. Саргаев) это условная частица, в целое число раз меньшая (или равная), чем соответствующая ей структурная (или формульная) единица вещества (атом, молекула, ион), участвующая в конкретной реакции.

Эквивалент элемента – (Г.Ц. Хомченко) это такое его количество, которое присоединяет или замещает 1 моль атомов водорода.

 

Эквивалентная масса – масса одного эквивалента, которая выражается в г/моль

А

Ээ = ––––

В

Ээ – эквивалентная масса

А – атомная масса элемента

В – валентность элементов

 

Э(О) = 16/2 = 8 г/моль

 

У элементов с постоянной валентностью эквивалентная масса постоянна.

 

Эквивалентный объём показывает, какой объем (н.у.) заполняет один эквивалент вещества (используется, если вещество находится в газообразном или жидком состоянии)

 

Vм * Э

Vэ = –––––––

M

 

Примеры:

22,4 л/моль * 1

1) Vэ (Н2) = ––––––––––––– = 11,2 литра    Э(Н) = 1/1 = 1 г/моль

2       М (Н2) = 1*2 = 2 г/моль

 

22,4 л/моль * 8

2) Vэ (О2) = –––––––––––– = 5,6 литра    Э(О) = 16/2 = 8 г/моль

32       М (О2) = 16*2 = 32 г/моль

 

 

 

Закон эквивалентов:

• (!) Все вещества реагируют в эквивалентном соотношении. Вещества зависят от параметров окружающей среды (температура, давление, плотность, концентрация). Эквиваленты являются независимыми от данных параметров.
• Массы реагирующих веществ относятся между собой как молярные массы эквивалентов

 

m1  Э1

–– = –––

m2 Э2

 

Данный закон действует только для масс!

 

2. Примеры  расчёта эквивалента элемента, оксида, основания, кислоты, соли, окислителя, восстановителя.

 

1. Элемент

А  Ээ – эквивалентная масса

Ээ = –––   А – атомная масса элемента

В   В – валентность элементов 

 

 

Э(О) = 16/2 = 8 г/моль

Э(К) = 39/1 = 39 г/моль

 

2. Оксид

Эокс = Ээ + Эо

Эокс = Ээ + 8

 

а. Al2O3

Ээл = 27/3 = 9 г/моль

Эокс = 9 + 8 = 17 г/моль

 

б. SO3

Ээ = 32/6 = 5,33 г/моль

Эокс = 5,33 + 8 = 13, 33 г/моль

 

3. Основание

Мосн

Эосн = –––––––––––––––––––

ЧислоЗамещенныхОН

 

а. NaOH

М(NaOH) = 23 + 16 + 1 = 40 г/моль

Э(NaOH) = 40/1 = 40 г/моль

 

б. Ba(OH)2

М(Ba(OH)2) = 137 + 16 + 1 = 154 г/моль

Э(Ba(OH)2) = 154/2 = 77 г/моль

 

4. Кислота

Мкис

Экис = –––––––––––––––––––––––––––––––––

ЧислоЗамещенныхКатионовВодорода

 

а. H2SO4

М(H2SO4) = 1*2 + 32 + 16*4 = 98 г/моль

Э(H2SO4) = 98/2 = 49 г/моль

 

б. HI

М(HI) = 1 + 127 = 128 г/моль

Э(HI) = 128/1 = 128 г/моль

 

 5. Соль

Мсоли  n – количество атомов металла

Эсоли = ––––––  B – валентность атомов металла

n * B

 

а. СuSO4

М(СuSO4) = 63,5 + 32 + 16*4 = 159,5

 

159,5

Э(СuSO4) = –––––– = 79,75 (≈80)

1 * 2

 

6. Окислитель

Мox  z – число принятых электронов одной молекулой окислителя

Эox = –––––

z

 

7. Восстановитель

Мred z – число отданных электронов одной молекулой восстановителя

Эred = –––––

z

 

Пример: найти эквивалентную массу препарата КМnО4, если взаимодействию с восстановителем в кислой среде соответствует полуреакция

МnO4– + 8H+ +5е– → Мn2+ +4H2О

В одной молекуле КМnО4 содержится один ион МnО4–, который принимает 5 электронов, поэтому по формуле эквивалентной массы окислителя эквивалентная масса препарата КМnО4 равна частному от деления молярной массы КМnО4 на 5

 

Эох = Мох/z = 158/5 = 31,6 г/моль

 

 

3. Основные  термодинамические характеристики. 1-й, 2-й и 3-й законы химической  термодинамики.

 

• Основные термодинамические характеристики

1. Предмет химической термодинамики

- Термодинамика изучает  в основном конечные (равновесные) состояния

- Энергетические процессы, протекающие в живом организме, изучает биохимическая термодинамика. Совокупность превращений веществ и энергии в организме называется метаболизмом.

 

2. Термодинамические системы

- гомогенные (все вещества  находятся в одинаковом агрегатном  состоянии)  

- гетерогенные (состоит из 2х или более областей (фаз))

 

- открытые (могут изменяться  как масса, так и энергия)

- закрытые (масса постоянна, энергия может изменяться)

- изолированные (не обменивается  с окружающим пространством ни  энергией, ни массой)

 

3. Термодинамические параметры

- К основным параметрам состояния, которые можно непосредственно измерить, относятся температура, давление, плотность, молярный (удельный) объем, концентрация.

- Такие параметры, как  внутренняя энергия, энтальпия (это та энергия, которая доступна для преобразования в теплоту при определенных температуре и давлении), энтропия и др, рассматриваются как функция основных свойств.

 

- экстенсивные (параметры, которые зависят от массы или объема вещества (например: внутренняя энергия, энтальпия, энтропия и др)) 

- интенсивные (параметры, которые не зависят от массы или объема вещества (например: температура, давление, плотность, молярный (удельный) объем, концентрация и др молярные или удельные величины)

 

4. Термодинамические процессы:

- обратимые (после совершения которого система и окружающая среда могут возвратиться в начальное состояние)

- необратимые (при протекании которого в прямом и обратном направлении в окружающей среде или в самой системе остаются какие-либо изменения)

- равновесные (в котором система проходит через последовательный ряд равновесных состояний)

- неравновесные

- изотермические (протекающие при постоянной температуре)

- изобарные (при постоянном давлении)      const

- изохорные (при постоянном объеме)

 

 

 

 

• Первый закон химической термодинамики

Количество теплоты переданное системе, идет на изменение внутренней энергии системы и на совершаемую системой работу против внешних сил

Q – теплота

Q = ∆U + W  ∆U – внутренняя энергия системы

W – работа

Первый закон термодинамики является экспериментальным, представляет собой частный случай закона сохранения и превращения энергии в применении к процессам, протекающим с выделением, поглощением или преобразованием теплоты.

 

 

• Второй закон химической термодинамики

Энтропия (термодинамический параметр) – это функция S, полный дифференциал которой равен отношению элементарного количества теплоты равновесного процесса к абсолютной температуре:

 

dS = σQ/T   σQ – теплота равновесного процесса

Т – абсолютная температура

 

Энтропия измеряется в Дж/К, а в расчете на 1 моль

 

В равновесных адиабатических процессах энтропия системы не изменяется, σQ = 0; dS = σQ/T = 0; S = соnst. Такие процессы называются изоэнтропийными

В равновесных изотермических процессах изменение энтропии системы ∆S равно отношению теплоты процесса Q к температуре Т:

 

∆S = Q/T  

 

Невозможен процесс, единственный результатом которого является передача энергии в форме теплоты от тела менее нагретого к телу более нагретому.

 

С использованием понятия энтропии изолированной системы второй закон термодинамики наиболее просто формулируется так:

∆S ≥ 0 (неравенство Клаузиуса)

 

Энтропия S пропорциональна натуральному логарифму термодинамической вероятности состояния Р системы

 

S = k * lnP + const k – постоянная Больцмана, k = R/NA = 1,381*10-23 Дж/К

R – универсальная газовая постоянная

NA – число Авогадро

 

 

• Третий закон химической термодинамики

 

В конденсированных системах при абсолютном нуле и вблизи него процесс протекает без изменения энтропии.

 

 

4. Энергия Гиббса. Направленность протекания самопроизвольных химических процессов.

Для изобарных процессов (р = const) соотношение имеет вид

 

σW’ ≤ –d (H – T * S) – S * dT

σW’ ≤ –dG – S * dT

 

σW’ = σW – p * dV – элементарная работа изобарного процесса

G = (H – T * S) – энергия Гиббса, свободная энергия (Гиббса) или изобарно-изотемический потенциал.

 

Работа изобарно-изотермического процесса связана с изменением энергии Гиббса соотношением

σW’ ≤ –dG;   W’ ≤ –∆G;   W’ ≤ – (G2 – G1)

 

Максимальная работа изобарно-изометрического процесса равна убыли свободной энергии системы.

 

Систему можно вывести из состояния равновесия, если каким-то образом ей становится доступна свободная энергия. Такого рода использование свободной энергии представляет собой выполнение работы.

 

 

 

 

5. Термохимический закон Гесса. Тепловой эффект реакции.

1840 год

Закон Гесса:

Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути реакции, а зависит только от вида и начального и конечного состояния веществ.

 

Из закона Гесса следует, что изменение энтальпии системы в химической реакции ∆H равно разности между суммарным значением энтальпии продуктов реакции ∆Н2 и суммарным значением энтальпии исходных веществ ∆Н1

 

∆Н = ∆Н2 - ∆Н1

 

При расчетах суммарных значений энтальпии учитываются стехиометрические коэффициенты. Так, для реакции, протекающей в изобарно-изотермических условиях 

аА + bВ → сС +dD

 

изменение энтальпии системы вычисляется по уравнению:

 

∆Н = ( с * ∆Нс + d * ∆НD ) – (a * ∆НA + b * ∆НB)

 

 

 

 

6. Скорость химической реакции. Закон действия масс (кинетический).

Скорость химической реакции – это изменение концентрации исходного или образовавшегося в реакции вещества за единицу времени.

 

Скорость реакции (определяют по изменению концентрации одного из исходных веществ):

- средняя (равна -∆С/∆t)

- мгновенная (равна –dC/dt)

 

 

Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ выражает закон действия масс, являющийся основным законом химической кинетики:

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

 

Для гомогенной реакции

 

А + В ↔ С + D

 

математическое выражение закона действия масс имеет вид:

 

v = k * [A] * [B]

 

Для гомогенной реакции, записанной в более общей форме

 

аА + bB ↔ cC + dD

 

математическое выражение основного закона химической кинетики содержит стехиометрические коэффициенты (а и b)

 

v = k * [A]а * [B]b  – Формулу иногда называют основным постулатом химической кинетики

Коэффициент пропорциональности k называется константой скорости химической реакции. Константа скорости реакции k численно равна скорости химической реакции при единичных концентрациях реагирующих веществ.