Основы атомно-молекулярного учения

1)Условие образования  осадка - ИП>ПР. Произведение концентраций  ионов превысило произведение растворимости - выпадает осадок. При этом концентрации ионов не обязательно одинаковые. Увеличение или уменьшение концентрации одного из ионов может приводить к выпадению или растворению осадка.

2) Осаждение ценных металлов. Серебро. AgCl в воде. ПР=1.6×10-10.. концентрация серебра в таком растворе над AgCl будет моль/л. Много это или мало? Это 1.4 мг серебра, выливаемого с каждым литром промывных жидкостей на кинофабрике. Если же мы будем промывать не водой, а 0.1н раствором NaCl? Тогда [Ag+] = ПР/[Cl] = 1.6×10-9моль/л. Т.е. концентрация серебра, уносимая в растворе, уменьшится в 10 000 раз.

Теории кислот и оснований. По Аррениусу кислоты - это вещества, которые при диссоциации в воде дают H+, а основания дают ОН-. Эта теория имеет ограниченное применение только для водных растворов, ее никак не распространишь на неводные среды. Поэтому в настоящее время существуют другие теории кислот и оснований, более общие, включающие теорию Аррениуса как частный случай. Рассмотрим две из них - протонную теорию Бренстеда и электронную теорию Льюиса. В научной литературе по биологии часто встречаются понятия “кислота Льюиса”  или “основание по Бренстеду”.

Протонная теория. Кислотой является всякая частица, отдающая протон. Основанием является всякая частица (молекула или ион), присоединяющая протон. В число кислот и оснований включаются не только нейтральные молекулы, но и ионы.

Кислоты могут быть: а) нейтральными  HCl«H+ + Cl-, б) анионными HSO4-  « H+ + SO42-, в) катионными NH4+ « NH3 + H+, H3O+ « H2O + H+, [Al(H2O)6]3+ « [Al(H2O)5OH]2+ + H+. Последний пример демонстрирует теорию гидролиза по Вернеру. Основания могут быть: а) нейтральными Н2O + H+ « H3O+, NH3 + H+ « NH4+, б) анионными Cl-, OH-, SO32-, в) катионными NH2-NH3+. Вода, жидкий аммиак являются амфотерными веществами:

H2O«H+ + OH- - к-та  NH3« NH2- + H+ - к-та

H2O + H+«H3O+- осн.  NH3+ H+« NH4+ - осн.

Любая реакция отщепления протона выражается схемой%  кислота « основание + Н+. Протонная теория объясняет основной характер таких органических соединений, как амины, эфиры, кетоны, тиооэфиры - они присоединяют Н+ на неподеленные пары азота или кислорода, образуя оний-катионы. Растворители - протолитические и апротонные. Протолитические имеют выраженную способность отдавать протоны. Апротонные - бензол, толуол, CCl4. Важное значение собственной диссоциации растворителя. Протон внедряется в молекулу растворителя, образуя ион лиония.

2H2O « H3O++ OH-    KW= 10-14

2CH3COOH«CH3COOH2++CH3COO- 

2H2SO4«H3SO4++ HSO4-   Ks= 10-3

[H3O+][OH-] = KW     [лионий][лиат]=Ks - константа автопротолиза. Чем сильнее собственная диссоциация растворителя, тем сильнее его кислотность. Сольволиз - аналог гидролиза, только в неводных растворителях:

NaCH3COO + H2O « CH3COOH + NaOH (в воде)

NaCH3COO + С2H5OH « CH3COOH + NaC2H5O (в спирте)

Чем больше сродство растворителя к протону, тем сильнее выражены его основные свойства: NH3 > N2H4 > H2O > C2H5OH > HCN > H2S > CH3COOH > HCOOH > HF > H2SO4 > HNO3

 Выводы:

1) Чем будет растворенное  вещество - определяется растворителем. Жидкий аммиак так тянет на себя протоны, что в нем даже синильная кислота - сильная. Вода в жидком аммиаке - кислота. Т.о. в жидком аммиаке различия в силе кислот сглаживаются. Аммиак - нивелирующий растворитель для кислот . Вода - нивелирующий растворитель для сильных кислот - HCl, HBr, HNO3, HClO4 - почти одинаковы по силе в воде. У воды достаточно большое сродство к протону.

2) В безводной уксусной  кислоте: сродство к протону меньше  и не всякая кислота может  ’навязать’ свой протон растворителю. Уксусная кислота - дифференцирующий растворитель для кислот. HClO4 оказывается в 4000 раз сильнее азотной кислоты ( в воде они почти одинаковы).

Электронная теория Льюиса. Основание - соединение, поставляющее электронные пары для образования химических связей - донор электронных пар. Кислота - акцептор электронных пар. Кислотно-основное взаимодействие - образование донорно-акцепторной связи, аддукта. Любые реакции - нейтрализацию, взаимодействие аминов с галогенидами бора, ангидридов с водой, комплексообразование рассматривается как кислотно-основное взаимодействие.  Основание Льюиса: - галогенид ионы, аммиак и амины, кислородсодержащие соединения R2C=O. Кислоты Льюиса: галогениды бора, алюминия, кремния, ионы-комплексообразователи.

Основная литература:  c. 158-159 [2]

Дополнительная литература: 225-226 [1]

Тема: Окислительно-восстановительные реакции в водных растворах

Лекция: «Окислительно-восстановительные реакции»

Классификация химических реакций - разложения, соединения, обмена, замещения. Это поверхностные классификации. современная классификация - по донорно-акцепторному механизму:

а) электрон-донорно-акцепторные - окислительно-восстановительные

б) протон-донорно-акцепторные - кислотно-основное взаимодействие по Бренстеду.

в) партикуло-донорно-акцепторные - обмен ионами, атомами, молекулами, комплексообразование.

Основа деления реакций все-таки в том, что в одних степень окисления атомов не меняется, в других она меняется. Степень окисления элемента - некоторым атомам приписывается определенная степень окисления (Н +1, O -2, Cl -1), а степени окисления остальных атомов получаются по принципу электронейтральности молекулы. Не путать с зарядом на атоме. В KMnO4 марганец имеет степень окисления +7, но ни в коем случае не заряд +7. Такого иона существовать не может. Удаление семи электронов с марганца потребует затратить 12200 кДж/моль. Эффективный заряд на атоме Cl в ClO4- всего +0.437e (вместо 7), однако ClO4- + 8H+ + 7e ®1/2Cl2 + 4H2O, при этом протекает именно 7 Far или 7 электрон-молей электричества. Речь идет об избытке или недостатке электронов во всей системе. Поэтому, хотя мы не будем учитывать гидратацию, помня о ней, уравнивать окислительно-восстановительные реакции будем только с учетом тех ионов, которые реально присутствуют в растворе. Для протекания Ox/Red процесса требуется окислитель и восстановитель. Окислитель - вещество (молекула, атом или ион), которое может принимать электроны, т.е. восстанавливаться. Т.е. это вещество может быть а) электроотрицательным элементом - галогены, кислород; б) содержать элементы в высшей степени окисления - KMnO4, K2Cr2O7; в) содержать элементы в промежуточной степени окисления - H2O2, KNO2. Восстановитель - вещество, способное отдавать электроны, т.е. окисляться: а) металлы; б) анионы, где элемент имеет отрицательную степень окисления - I-, S2-; в) Анионы и катионы, где центральный атом имеет промежуточную степень окисления и его можно еще окислить - Cr3+, SO32-, NO2-. Окислительно-восстановительные реакции делятся на типы: 1) Межмолекулярные реакции - протекают с изменением степени окисления атомов в разных молекулах.

KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 ® MnSO4 + K2SO4 + H2O

Правила написания окислительно-восстановительных реакций: 1) Выяснить принципиальную возможность протекания окислительно-восстановительного процесса - найти  потенциальный окислитель и восстановитель. 2) Определить продукты окисления и восстановления. 3) Написать полуреакции окисления и восстановления, рассматривая все имеющиеся ионы и среду - H2O, H+ или OH-, но ни в коем случае не H+ и ОН- - вместе они сосуществовать не могут. 4) Свести материальный баланс полуреакций – закон сохранения массы веществ в действии. 5) Свести электронный баланс, подсчитав заряды слева и справа и добавив или вычтя электроны. 6) Найти общий множитель для обеих полуреакций, с учетом того, что сколько электронов было отнято у восстановителя, столько прибавилось к окислителю. 7) Расставить коэффициенты в уравнении и дописать недостающие продукты. Для реакции, написанной выше KMnO4 - окислитель, Na2SO3, очевидно, будет восстановителем. H2SO4 в растворе никогда окислителем не является, это среда. В кислой среде восстановление окислителя идет наиболее глубоко, сл-но, KMnO4 превратится в Mn2+. K2SO3 может окислиться только до K2SO4.

MnO4- + 8H+ + 5e  ® Mn2+ + 4H2O  ½2

SO32- + H2O  - 2e ® SO42- + 2H+       ½5

Тогда реакция будет уравнена следующим образом:

     2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 ® 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O

Частный случай межмолекулярных реакций - реакции конпропорционирования, в которых окислитель и восстановитель - один и тот же элемент, но в разных степенях окисления.

MnSO4 + KMnO4  + H2O  ® MnO2 + KHSO4 + H2SO4

2) Внутримолекулярные реакции - изменение степеней окисления  атомов в одной и той же  молекуле  (NH4)2Cr2O7  ® N2 + Cr2O3 + 4H2O

 Здесь атомы хрома  восстанавливаются (+6®+3), а азота окисляются (-3®0) Частный случай внутримолекулярных реакций - реакции диспропорционирования или самоокисления - самовосстановления: Cl2 + KOH  ® KCl + KClO3 + H2O

Влияние среды на окислительно-восстановительные реакции.

Изменение рН среды может развернуть реакцию. Так вышеприведенная реакция диспропорционирования хлора в щелочной среде идет в обратном направлении при подкислении раствора. HCl + HClO3 ® Cl2 + H2O

Чем меньше кислотность среды, тем, как правило, менее глубоко идет процесс: перманганат восстанавливается до Mn2+ в кислой среде, до MnO2 - в нейтральной и до MnO42- в щелочной среде. Что такое химический эквивалент, все должны знать. В окислительно-восстановительных реакциях есть свой эквивалент - восстановительный. Он равен молю, деленному на количество отдаваемых или принимаемых электронов. Так, эквивалент K2Cr2O7 равен не Ѕ, как для обычной соли, а 1/6 с учетом количества электронов, принимающих участие в полуреакции:  Cr2O72- + 14H+ + 6e ® 2Cr3+ + 7H2O

Основная литература: c. 244-253 [1], 170-184 [2]

Дополнительная литература: c. 255-295 [1]

 

 

 

 

 

 

 

                          МАТЕРИЯ 

ВЕЩЕСТВО                                ПОЛЕ

(  m)                                               (E)

 

Уровень                                     поле

1.Субэлементарный                1.  глюонные поля

(Кварки-физ. форма .дв.)        (соедин.кварков)

2.Элементарных частиц           

(p,n, e)-физическая форма движения

3.Ядерный уровень                                   2.Слабое поле

(P+n)-ядро-физическая форма движения  (ответствен за распределение образование ядерных эементов).

4.Атомный уровень (ядро электроны)

5.молекулянрный уровень(атом+атом) хим. фор.дв     3.электромагнитное  поле

6.Надмолекулярный уровень (компл. соед.)

7.Уровень микроформ –хим. формулы              4.Гравитационое поле.

 

                                      Свойства материи

1. Быть объективной реальностью.
2. 2.Быть в движении.

                        Основные формы движения  материи.

1.Физическая      2.Химическая.  3.Биологическая.   4.Социальная.

Общее: между физическими и химическими явлениями- у веществ появляются новые свойства

Различие: химических явлениях появляются новые  вещества

                Физических нет 

Химическая реакция- это процесс превращения одних веществ в другие.

Химическая реакция- это процесс в результате которого изменяется состав, структура, заряд участвующих в процессе частиц при неизменности  химической природы атома

Признаки химических реакций:

1.Появление окраски.

2.исчезновение окраски

3.появление осадка 

4. исчезновение осадка

5.выделение газа

6.поглащение газа

7.появление запаха 

8.исчезновение запаха.

9.выделение тепла

10.поглащение тепла.

11.свечение.

Химия –это наука об одном из видов материи веществе и об одном из форм движения –химической реакции.

Химия –наука изучающая процессы превращения веществ сопровождающиеся изменением состава и структуры.

                         Методы химии

Ощущения, восприятия

Представления о мире

Гипотеза(Представления суждения о явлениях)

                        Проверка

Наблюдение                                                                 Эксперемент(метод научного познания)

Научным наблюдением называется изучение        при помощи которого в контролируемых

 явления в естественных условиях                          условия исследуются явления действительности

при сохранении всех связей

              Способы записи результатов  эксперимента

Качественный                                   Количественный.

Изменение окраски,             таблицы       графики       аналитические расчеты

Выделение тепла.

Гипотеза проверяется экспериментом.

Подтвержденная гипотеза становится законом

Закон –это необходимое существенное повторяющееся отношение между явлениями. Законы становятся основой теории.

                                           Законы химии

Фундаментальные законы                       Частные(законы стехиометрии)

(Общие для всего естествознания)

1.закон постоянство заряда               1.закон сохранения массы веществ

g1+g2 +gn=const                                   2.закон постоянства состава состава

2.закон сохранеия материи              3.кратных отношений.

3.закон периодичности развития   4.закон эквивалентов.

                                                           5.закон объемных отношений

                                                           6.закон Авагадро

                                                          7.закон удельных теплоемкостей.

1.Закон сохранения массы веществ, массы  веществ вступивших в  реакцию равна  массе веществ  получившегося в результате реакции. Открыт Ломоносовым, Лавуазье.

Значение закона позволяет проводить по уравнению реакций

2.Закон постоянства состава

Любое чистое вещество независимо от способа получения всегда имеет постоянный состав.(фор-ка Пруста) Вещества с молекулярной кристаллической решеткой всегда имеют постоянный состав независимо от способа получения. Вещества с атомной ионной и металлической кристаллической решеткой имеют постоянный состав лишь при соблюдении одинаковых условий получения.

          Состав  вещества выражает:

Атомные отношения       весовые отношения      процентные отношения

СО2 1атом С приход.                  СО2 3:8.              SO2        w(S)=50%  w(O)=50%

на 2атома

 

Закон кратных отношений. Дальтон

Если элемента образуют 2 или более соединений, то весовые количества одного из них, приходится на одно и то же количество другого относятся между собой, как простые целые числа.

                  N              O

N2O           28             16                16:32:48:64:80=1:2:3:4:5

2NO          28             32                 Значение: Способ  утверждать

N2O3              28             48                                  атомное ученье

NO2                28             64