Закон действующих масс (уравнение скорости химической реакции)

Билет № 17 1. Как меняется электроотрицательность в группах и подгруппах таблицы Д.И. Менделеева (какие элементы обладают наибольшей и наименьшей электроотрицательностью)? В периодах электроотрицательность растет, а в группах уменьшается с ростом Z, то есть растет от Сs к F по диагонали периодической системы. Это обстоятельство до некоторой степени определяет диагональное сходство элементов. 2. Уравнение потенциала стеклянного электрода. Ионоселективные электроды (ИСЭ), чувствительные к катионам и анионам, представляют собой электрохимические системы, в которых потенциал определяется процессами распределения ионов между мембраной и раствором. Исследуемый раствор Мембрана Стандартный раствор Мембрана разделяет два раствора (исследуемый и стандартный), содержащие ионы, способные проникнуть в мембрану и двигаться в ней. Стандартный раствор содержит только один вид мембраноактивных ионов А+. Состав стандартного раствора неизменен. В настоящее время широко применяются ИСЭ с четко выраженной избирательностью к большому числу катионов и анионов. Наиболее распространенными ИСЭ являются стеклянные электроды. Стекло рассматривается как твердый электролит, способный вступать в ионное взаимодействие с раствором. Стекла, содержащие катионы Na, Li, Сa, обладают сродством к ионам Н+ , введением в сое гав стекла оксидов Аl и В удалось создать ИСЭ для ионов Na+,К+ ,NH4+, Li+, Аg+, Тl+ и др. Стеклянный электрод для определения концентрации Н+ состоит из стеклянного тонкостенного шарика, ан+ = 0,1 припаянного к стеклянной трубке. В шарик налит раствор HCl (внутренний раствор. Моль*л-1), в который опущен хлорсеребряный электрод. При погружении стеклянного электрода в раствор с измеряемой концентрацией Н+ (внешний раствор) между мембраной и исследуемым раствором (р) происходят процессы ионного обмена: приводящие к разности потенциалов. Сравнительный электрод Исследуемый раствор Мембрана Стандартный p-p Потенциал стеклянного электрода равен Стеклянные электроды обычно используют для определения рН. Водородный электрод, выбранный за нулевую точку при сравнении электродных потенциалов, в качестве рабочего электрода сравнения практически не используется. Это связано со многими конструкционными, технологическими и эксплуатационными трудностями: газообразный водород очень критичен даже к малейшим примесям, его давление должно строго соответствовать 100 кПа, а активность ионов водорода в растворе - строго соответствовать единице, поверхность платинового электрода должна быть чистой и сохранять каталитические свойства в течение долгого времени. Поэтому в качестве электродов сравнения обычно используют лишенные этих неудобств электроды второго рода: чаще других хлорсеребряный (ХСЭ) и каломельный (КЭ), так как при постоянной концентрации ионов хлора их потенциалы остаются постоянными. Кроме ХСЭ и КЭ очень удобным в работе оказался стеклянный электрод. Если гальванический элемент составлен из полу элементов сравнения, то он обладает высокой стабильностью, его ЭДС не меняется многие годы. 3. Напишите вариант реакции взаимодействия простых веществ, приводящего к образованию соли. 2K + S = K2S Na + Cl = NaCl Cu + S = CuS K + Cl = KCl Li + S = Li2S Билет № 18 1. Назовите как можно больше элементов, относящиеся к металлам и неметаллам. В периодической системе Д. И. Менделеева металлы занимают левый нижний угол. Это связано е закономерностями изменения в периодах и группах. Так в периодах слева направо металлические свойства падают, неметаллические - возрастают. Значит металлы должны находиться в на­чале периодов. В группах сверху вниз неметаллические свойства элемен­тов падают, а металлические - возрастают. Следовательно, металлы должны находиться в конце групп. Отсюда следует, что металлы в целом занимают нижний левый угол таблицы, а неметаллы - верхний правый. Металлы Щелочные металлы - металлы главной подгруппы I группы Металлы главной подгруппы II группы Неметаллы Подгруппа кислорода О - S - Sе - Те - Рo Подгруппа азота N - Р - Аs – Sb - Вi Подгруппа углерода С - Si - Gе - Sn - Рb 2. Уравнение зависимости константы равновесия и ЭДС для электрохимической реакции. Между ЭДС электрохимического элемента, константой равновесия электрохимической реакции и активностями реагентов существует зависимость. Рассмотрим окислительно-восстановительную реакцию, аА+bВ=сС+dD протекающую обратимо в электрохимическом элементе, и найдем для этого элемента значение ЭДС (Е). Обозначим активности реагирующих веществ через aA, aB, aC, aD. Согласно уравнению изотермы химической реакции энергия Гиббса этой реакции равна: -ΔG = R*T(lnKa – ln((aCc * aDd)/( aAa * aBb))) где Ка – константа равновесия; aC, aD, aA, aB, - начальные (неравновесные) активности реагентов. Учитывая формулу: -ΔG = Wm’ = n*F*Еэ получаем термодинамическое выражение для ЭДС элемента: Eэ = ((R*T)/(n*F))*(lnKa – ln((aCc * aDd)/( aAa * aBb))) ЭДС элемента, относящуюся к стандартным условиям, когда aA=aB=aC=aD =1, обозначают Е0 и называют стандартной ЭДС. При активностях участников реакции равных единице, из последней формулы получим: Eo = bo/n*lnKa, где bo = R*T/F= 8,61*10-4 T при 298 К b0=0,0258 В. 3. Напишите вариант реакции нейтрализации слабой неорганической кислоты сильным неорганическим основанием. NaOH + HI = NaI + H2O Ca(OH)2 + 2HBr = CaBr2 + 2H2O Ba(OH)2 + 2HCl = BaCl2 + 2H2O Билет № 19 1. Что такое «химическая связь», как ее изображают в формулах и какие типы химической связи бывают? Химический связь - это совокупность сил. действующих между атома­ми или группой атомов, приводящее к образованию устойчивой многоатомной системы. Типы химической связи: • Ковалентная связь • Ковалентная неполярная связь (гомеополярная) • Ковалентная полярная связь (гетерополярная) • Ионная связь • Металлическая связь • Водородная связь Изображение химической связи (пример): H : N : H + Н H : N : Н 2. Напишите формулу расчета массовой или объемной доли растворенного вещества. массовая доля – отношение масса растворенного вещества к массе раствора (т.е. отношение массы компонента X к массе всей системы) w(X)=m(X)/m измеряется в % Объемная доля - отношение числа молей данного компонента (n1) к сумме молей данного компонента и всех других компонентов раствора (растворителя и других растворенных веществ (n2). 3. Напишите вариант реакции получения соли взаимодействием другой соли и кислоты. Na2Co3 + 2HNO3 = 2NaNO3 + H2O + CO2 K2CO3 + 2HCl = 2KCl + H2O + CO2 Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2 CaCO3 + HCl = CaCl2 + H2O + CO2 Na2SiO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SiO3 Билет № 20 1. Дайте определение терминам: длина, угол и энергия связи, что определяет и чем характеризуется прочность химической связи? Количество энергии, выделяющейся при образовании химической связи, называется энергией связи. Эта величина является важнейшей характеристикой прочности связи, ее выражают в килоджоулях на 1 моль образующегося вещества. Мерой прочности связи служит энергия, затрачиваемая на разрушение связи, или выигрыш в энергии при образовании соединения из отдельных атомов (Есв). Так, на разрыв связи Н-Н затрачивается 435 кДж-моль-1, а на атомизацию метана СН4 - 1648 кДж-моль-1, в этом случае ЕС-Н = 1648 : 4 = 412 кДж. Длина связи (нм) - расстояние между ядрами в том или ином соединении. Обычно длина связи и ее энергия антибатны: чем больше длина связи, тем меньше ее энергия. Угол связи – угол между связями атомов в молекуле. 2. Напишите формулу расчета мольной доли растворенного вещества. Какие еще бывают доли? Мольная доля растворенного вещества х(В) выражается соотношением или (это количество растворенного вещества к сумме количеств молей раствора). Сумма мольных долей k компонентов раствора равна единице. 1/1000% - «промилле» Также существуют массовая и объёмная доли. 3. Напишите вариант реакции получения соли взаимодействием другой соли и щелочи. CuCl2 + 2NaOH = 2NaCl + Cu(OH)2 Cr2(SO4)3 + 6KOH = 2Cr(OH)3 + 3K2SO4 CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4 NaCl + KOH = KCl + NaOH AlCl3 + 3KOH = 3KCl + Al(OH)3 Билет № 21 1. В чем заключается метод «валентных связей» (ВС) и в чем его преимущества и недостатки по сравнению с методом молекулярных орбиталей (МО)? Метод валентных связей (МВС) иначе называют теорией локализованных электронных пар, поскольку в основе метода лежит предположение, что химическая связь между двумя атомами осуществляется с помощью одной или нескольких электронных пар, которые локализованы преимущественно между ними. В отличие от ММО, в котором простейшая химическая связь может быть как двух-, так и многоцентровой, в МВС она всегда двухэлектронная и обязательно двухцентровая. Число элементарных химических связей, которые способен образовывать атом или ион, равно его валентности. Так же, как и в ММО, в образовании химической связи принимают участие валентные электроны. Волновая функция, описывающая состояние электронов, образующих связь, называется локализованной орбиталью (ЛО). Отметим, что электроны, описываемые ЛО, в соответствии с принципом Паули должны иметь противоположно направленные спины, то есть в МВС все спины спарены, и все молекулы должны быть диамагнитны. Следовательно, МВС принципиально не может объяснить магнитные свойства молекул. Тем не менее, принцип локализованных связей имеет ряд важных преимуществ, одно из которых - его чрезвычайная наглядность. МВС достаточно хорошо, например, предсказывает валентные возможности атомов и геометрию образующейся молекулы. 2. Напишите формулу расчета молярной концентрации растворенного вещества. Молярная концентрация вещества В в растворе С(В) - содержание количества растворенного вещества В в единице объема раствора, моль/мЗ, или чаще моль/литр: где (В) - молярная масса В, V - объем раствора 3. Напишите вариант обменной реакции двух солей. NaCl + AgNO3 = AgCl + NaNO3 Na3PO4 + 3AgNO3 = 3NaNO3 + Ag3PO4 KCl + NaNO3 = KNO3 + NaCl Na2SO4 + 2KCl = K2SO4 + 2NaCl K2SO4 + 2NaNO3 = 2KNO3 + Na2SO4 Билет № 22 1. Перечислите основные правила метода «молекулярных орбиталей» (МО) и в чем его преимущества и недостатки по сравнению с методом валентных связей (ВС). Метод ВС дает теоретическое обоснование структуры многих молекул и позволяет предсказывать их свойства. Согласно методу ВС, химическая связь образуется за счет обобществленной пары электронов, т.е. пары электронов, для которой каждый из двух взаимодействующих атомов предоставляет по одному электрону. Поэтому метод ВС не может объяснить существование молекулярного иона \\f, у которого имеется лишь один связываю­щий электрон, а также существование свободных радикалов, т.е. частиц, содержащих неспаренные электроны и обладающих высокой реакционной способностью. Метод ВС не дает объяснения факта упрочнения связи при отрыве электрона от некоторых молекул* например от молекулы F2. С помощью этого метода также нельзя объяснить парамагнитные свойства молекул O2 и В2. Собственный магнитный момент (парамагнетизм) молекул обусловлен наличием неспаренных электронов. Согласно же методу ВС, молекулы O2 и В2 не имеют неспаренных электронов, т.е. они должны быть диамагнитны (не иметь собственного магнитного момента). Более общим и универсальным оказался метод молекулярных орбиталей (МО), с помощью которого удается объяснить факты, непонятные с позиции метода ВС. Метод МО представляет собой естественное распространение теории атомных орбиталей (АО) на поведение электронов в молекуле. Предполагается, что электроны в молекуле находятся на молекулярных орбиталях, охватывающих все ядра атомов в молекуле, и МО занимает весь объем молекулы. Таким образом, метод МО рассматривает молекулу и другие устойчивые много­атомные системы как «многоатомный атом», в котором электроны располагаются на орбиталях, называемых молекулярными. Так как на электрон молекулярной орбитали воздействует поле многих ядер, то образование МО из АО приводит к уменьшению энергии системы. Представим, что атом А, имеющий свободный или спаренный электрон, приближается к атому В. Из двух изолированных атомов образуется система, состоящая из двух ядер а и b, в поле которых находятся электроны этих атомов. Если молекула состоит из п атомов с суммарным числом электронов N, то состояние молекулы можно представить системой из п силовых центров, в поле которых находится N электронов. Такое представление о молекуле как о взаимодействующем коллективе всех ядер и электронов лежит в основе теории метода МО. Основные положения: — каждый электрон в молекуле находится на определенном энергетическом уровне, характеризующемся соответствующими квантовыми числами; — энергетическому уровню отвечает МО или волновая функция, которая является полиядерной. Общее число образующихся МО равно общему числу взаимодействующих АО; — молекулярная волновая функция имеет тот же физический смысл, что и атомная волновая функция, т.е. tу2 dVопределяет плотность вероятности пребывания электронов в элементе объема пространства, (IV; — средняя энергия МО, полученных из АО, примерно совпа­дает со средней энергией этих АО. Однако энергии некоторых МО оказываются ниже энергий исходных АО, в то же время энергии других МО, наоборот, выше энергий исход­ных АО; — заполнение электронами энергетических уровней в молекуле происходит в порядке возрастания энергии, от низшего уровня к высшему; — в одном энергетическом состоянии, в соответствии с принципом Паули, может находиться не более двух электронов. 2. Напишите формулу расчета нормальности (молярной концентрации эквивалентов) вещества в растворе. Молярная концентрация эквивалентов вещества В СЭ(В) (нормальность - устаревш.) определяется числом эквивалентов растворенного вещества в единице объема раствора, моль*литр-1: где nЭ(В) - количество вещества эквивалентов, Э - молярная масса эквивалента. 3. Напишите вариант реакции получения соли взаимодействием оксида с кислотой. CaO + 2HCl = CaCl2 +H2O Na2O + H2SO4 = Na2SO4 + H2O CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O BaO + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + H2O

Похожие:

	Основы физической и коллоидной химии. Кинетическая теория агрегатного состояния вещества Газы. Идеальные и реальные газы. Основные газовые законы. Уравнение Клайперона-Менделеева. Закон Дальтона. Уравнение Ван-дер-Ваальса....		Урок химии в 8 классе «Скорость химической реакции» Мастер-класс «Урок в пространстве отношений». Учитель химии и биологии Колпакова В. В
	Приказ В целях оптимизации специализированной медицинской помощи при острых отравлениях химической этиологии и во исполнении решения Коллегии...		Российская федерация федеральный закон об арбитраже (третейском разбирательстве) Настоящий Федеральный закон регулирует порядок образования и деятельности третейских судов и постоянно действующих арбитражных учреждений...
	Российская федерация федеральный закон об арбитраже (третейском разбирательстве) Настоящий Федеральный закон регулирует порядок образования и деятельности третейских судов и постоянно действующих арбитражных учреждений...		Закон РФ «Об образовании» ...
	Правовая природа международного спортивного арбитража Международный арбитражный совет в области спорта (масс): статус, состав и структура, основные полномочия		Постановление от 05. 02. 2015 г. №42 станица Пластуновская Об утверждении... Об утверждении порядка проведения инвентаризации средств радиационной, химической, биологической и медицинской защиты для нужд гражданской...
	Правила страхования (стандартные) урожая сельскохозяйственных культур,... Ральный закон «О развитии сельского хозяйства» (далее – Федеральный закон №260-фз), действующих нормативно-правовых актов Правительства...		Инструкция должностным лицам, осуществляющим проверку соблюдения... Правила использования и содержания средств индивидуальной защиты, приборов радиационной, химической разведки и контроля(утв. Приказом...