|
Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
|
|
Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
Количество теплоты переданное системе, идет на изменение внутренней энергии системы и на совершаемую системой работу против внешних силСтр 1 из 4Следующая ⇒
ОТВЕТЫ НА ВОПРОСЫ К ЭКЗАМЕНУ ПО НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ ЗИМНЕ СЕССИИ 2013-2014
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 = σ Q/T σ Q – 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, σ Q = 0; dS = σ Q/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
σ W’ ≤ –d (H – T * S) – S * dT σ W’ ≤ –dG – S * dT
σ W’ = σ W – 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 σ W’ ≤ –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: Хлор. Хлор можно получить в лабораторных условиях окислением концентрированной соляной кислоты манганатом(VII) калия. Свойства: На воздухе хлорная известь медленно разлагается. Применение: Широко используется для отбеливания и дезинфекции. Получение · Взаимодействие разбавленных кислот на сульфиды: · Взаимодействие сульфида алюминия с водой (эта реакция отличается чистотой полученного сероводорода): · Сплавлением парафина с серой. Свойства: В воде сероводород мало растворим, водный раствор H2S является очень слабой кислотой: Реагирует с основаниями: Сероводород — сильный восстановитель. На воздухе горит синим пламенем: Сероводород реагирует также со многими другими окислителями, при его окислении в растворах образуется свободная сера или SO42− Сероводородная кислота, слабая, двухосновная кислота, раствор сернистого водорода H2S в воде. С. к. неустойчива: H2S медленно окисляется кислородом воздуха с выделением серы. Образует соли 2 типов — сульфиды и гидросульфиды. Соли сероводородной кислоты называют сульфидами. В воде хорошо растворимы только сульфиды щелочных металлов, аммония. Сульфиды остальных металлов практически не растворимы в воде, они выпадают в осадок при введении в растворы солей металлов раствора сульфида аммония (NH4)2S. Многие сульфиды ярко окрашены. 10. Серная кислота. Роль в окислительно- восстановительных реакциях. Соли серной кислоты. Применение. Серная кислота, H2SO4, сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха. Серную кислоту применяют: · в производстве минеральных удобрений; · как электролит в свинцовых аккумуляторах; · для получения различных минеральных кислот и солей; · в производстве химических волокон, красителей, дымообразующих веществ и взрывчатых веществ; · в нефтяной, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной и др. отраслях промышленности; · в пищевой промышленности — зарегистрирована в качестве пищевой добавки E513 (эмульгатор); · в промышленном органическом синтезе 11.Соединения серы в степени окисления +4. Роль в окисл.-восстанов. Процессах (примеры). Применение. Сера применяется в первую очередь для получения серной кислоты; в бумажной промышленности (для получения сульфитцеллюлозы); в сельском хозяйстве (для борьбы с болезнями растений, главным образом винограда и хлопчатника); в резиновой промышленности (вулканизующий агент); в производстве красителей и светящихся составов; для получения черного (охотничьего) пороха; в производстве спичек. В медицинской практике применение Серы основано на ее способности при взаимодействии с органических веществами организма образовывать сульфиды и пентатионовую кислоту, от присутствия которых зависят кератолитические(растворяющие), противомикробные и противопаразитарные эффекты. Сера входит в состав мази Вилькинсона и других препаратов, применяемых для лечения чесотки. Очищенную и осажденную Серу употребляют в мазях и присыпках для лечения некоторых кожных заболеваний (себорея, псориаз и других); в порошке - при глистных инвазиях (энтеробиоз); в растворах - для пиротерапии прогрессивного паралича и других. 12.Общая характеристика подгруппы азота. Первые представители подгруппы — азот и фосфор — типичные неметаллы, мышьяк и сурьма проявляют металлические свойства, висмут — типичный металл. Таким образом, в данной группе резко изменяются свойства составляющих её элементов: от типичного неметалла до типичного металла. Химия этих элементов очень разнообразна и, учитывая различия в свойствах элементов, при изучении её разбивают на две подгруппы — подгруппу азота и подгруппу мышьяка. 13. Аммиак.Получение, химические свойства, применение. Аммиа́ к — NH3, нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха. · Благодаря наличию неподеленной электронной пары во многих реакциях аммиак выступает как основание Бренстеда или комплексообразовател · Водный раствор аммиака («нашатырный спирт») имеет слабощелочную реакцию из-за протекания процесса · Взаимодействуя с кислотами даёт соответствующие соли аммония · Аммиак также является очень слабой кислотой, способен образовывать с металлами соли — амиды. · При нагревании аммиак проявляет восстановительные свойства · Галогены (хлор, йод) образуют с аммиаком опасные взрывчатые вещества — галогениды азота (хлористый азот, иодистый азот) · С галогеноалканами аммиак вступает в реакцию нуклеофильного присоединения, образуя замещённый ион аммония (способ получения аминов) · С карбоновыми кислотами, их ангидридами, галогенангидридами, эфирами и другими производными даёт амиды Применение: В основном используется для производства азотных удобрений (нитрат и сульфат аммония, мочевина), взрывчатых веществ и полимеров, азотной кислоты, соды (по аммиачному методу) и других продуктов химической промышленности. Жидкий аммиак используют в качестве растворителя. В холодильной технике используется в качестве холодильного агента В медицине 10 % раствор аммиака, чаще называемый нашатырным спиртом, применяется при обморочных состояниях (для возбуждения дыхания), для стимуляции рвоты, а также наружно — невралгии, миозиты, укусы насекомых, обработка рук хирурга. Соли азотистой кислоты (нитриты) получаются при окислении аммиака под влиянием процессов нитрификации. Поэтому наличие их в воде в количестве большем, чем следы, вызывает подозрение на недавнее поступление, в водоисточник или сточных вод, или других отбросов. Но нитриты могут быть и совершенно другого происхождения; так дождевые воды почти всегда содержат азотистую кислоту, иногда до 1, 7 мг/л; в воде рек и озер нитриты могут образоваться под влиянием электрических разрядов во время грозы или под влиянием ультрафиолетовых лучей солнечного света. В таких случаях наличие нитритов в воде не имеет никакого санитарного значения. Применение: Азотистая кислота применяется для диазотирования первичных ароматических аминов и образования солей диазония. Нитриты применяются в органическом синтезе при производстве органических красителей. 16. Биологическая роль азота и фосфора. Применение. Азот составляет основную часть воздуха. Азот играет важную роль в жизни растительных и животных организмов. В живых организмах азот входит в состав аминокислот и, соответственно, белков, а так же нуклеиновых кислот. Основной продукт распада азотистых соединений – аммиак – у млекопитающих выводится из организма в виде мочевины. Азот физиологически инертен при атмосферном давлении. При более высоком давлении азот оказывает наркотическое действие. Жидкий азот используется для замораживании участков тканей при хирургических операциях, при лечении псориаза и других кожных заболеваний животных и человека. Газообразный азот поставляется в стальных баллонах под давлением, жидкий – в сосудах Дьюара.
При составлении рационов учитывают содержание в кормах главным образом кальция и фосфора, а так же натрия, хлора, реже железа и в ряде случаев других макроэлементов и микроэлементов. Несбалансированность минеральных элементов в рационе приводит к нарушениям минерального обмена. Фосфаты могут входить в состав мочевых конкрементов и мочевого песка в почечной лоханке, мочеточниках и мочевом пузыре животных, причинами образования которых могут быть нарушение минерального обмена, хроническое воспаление и т.д.
17. Мышьяк и его соединения. Обнаружение. Влияние на живой организм. Применение. Мышьяк в больших дозах является сильнейшим ядом, в малых дозах он оказывает тонизирующее действие и представляет собой ценное лекарственное средство, которое вызывает усиленный обмен веществ и действует на кровеобразовательную функцию организма, стимулируя образование эритроцитов и подавляя лейкопоэз (образование лейкоцитов) Металлический мышьяк малотоксичен, но его растворимые соединения – сильные яды. Особенно ядовит As2О3, который вызывает смертельное отравление в дозе 60-70 мл. Соединения мышьяка могут длительно фиксироваться в костях, печени, волосах, коже. При длительном контакте с тканями соединения мышьяка (III) вызывают паралитическое расширение капилляров с повышением проницаемости их стенок, нарастающим снижением кровяного давления вплоть до развития судорожно-паралитического синдрома, а также резкими расстройствами обменных процессов. В дальнейшем на месте воздействия препарата наступает некроз. Острые отравления наблюдаются при попадании больших доз соединений мышьяка внутрь или при всасывании через раневую поверхность. При острой желудочно-кишечной форме отравления у животных через несколько часов после поступления яда внутрь появляются слюнотечение, рвота, затрудненное глотание, сильная болезненность органов брюшной полости, колики, запор, сменяющийся поносом. Снижается диурез, в моче обнаруживают белок и кровь. В дальнейшем наступает ослабление сердечной деятельности, резко падает кровяное давление, наблюдается общая слабость (иногда судороги). Погибают животные обычно через 3-7суток с явлениями паралича. При быстром поступлении соединений мышьяка в кровь в больших количествах отравление протекает с симптомами общей слабости, параличей отдельных групп мышц, отдышкой; животное может погибнуть через 1-10часов.
18. Общая характеристика элементов подгруппы углерода. Влияние на живой организм. Применение. Углерод, кремний, германий, олово и свинец образуют главную подгруппу IV группу периодической системы элементов. Все эти элементы имеют на внешнем энергетическом уровне четыре электрона (ns2np2), поэтому они могут отдавать электроны и присоединять их до получения устойчивой внешней оболочки из 8 электронов. Наиболее характерные степени окисления этих элементов +2 и +4. Среди элементов IV группы наибольшее значение имеют углерод, входящий в состав всех живых организмов, и кремний - важнейший элемент земной коры. Графит раньше применялся как пишущее средство. Оксид углерода(IV) применяют также для газирования воды и напитков, жидким CO2 заряжают огнетушители. Твердый оксид углерода(IV) под названием сухого льда применяют для охлаждения продуктов.
19. Кислородсодержащие соединения углерода. Цианиды. Оксиды углерода часто бывают примесями газообразных препаратов. Оксид углерода (II) ядовит. Его обнаруживают благодаря способности восстанавливать некоторые соли серебра. Такая реакция с аммиачным раствором нитрата серебра сопровождается потемнением раствора вследствие выделения свободного серебра: CO + Ag2O = 2Ag↓ + CO2; Оксид углерода (IV) обнаруживают по помутнению баритовой или известковой воды: Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O Вa(OH)2 + CO2 = ВaCO3↓ + H2O
Для ветеринарии представляют интерес уголь, соли угольной кислоты.
Медицинское применение Разбавленные растворы (около 0, 1 %) перманганата калия нашли широчайшее применение в медицине как антисептическое средство, для полоскания горла, промывания ран, обработки ожогов. В качестве рвотного средства для приёма внутрь при некоторых отравлениях используют разбавленный раствор.
34. Общая характеристика триады железа. Роль в живом организме.
Общая характеристика. Элементы железо, кобальт и никель образуют триаду железа, или семейство железо. Атомы элементов триады железа имеют на внешнем энергетическом уровне по 2 электрона, которые они отдают в химических реакциях.
Кобальт и никель менее реакционноспособны, чем железо.
Препараты железа принимают при анемии, малокровии, а так же как кровоостанавливающее средство; в зависимости от концентрации оказывают вяжущее и прижигающее действие В ветеринарной практике используются металлорганические соединения кобальта, в том числе цианокобаламин и коамид. Никель – его избыток в почве и растениях может быть причиной заболеваний. (болезни глаз у животных, “боанг” у кокосовых пальм (пустые орехи)) 35. Железо, строение атома, степени окисления. Изменение свойств соединений с изменением степени окисления железа. Роль в живом организме. Применение. 26Fe Степени окисления +2, +3, +6 26 протонов, 26 нейтронов
Соединения железа (II) Оксид железа(II) FeO обладает основными свойствами, ему отвечает основание Fe(OH)2. При их хранении, особенно во влажном воздухе, они коричневеют за счёт окисления до железа (III). Такой же процесс протекает при хранении водных растворов солей железа(II): 4FeCl2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)Cl2. Из солей железа(II) в водных растворах устойчива соль Мора — двойной сульфат аммония и железа(II) (NH4)2Fe(SO4)2·6Н2O. Реактивом на ионы Fe2+ в растворе может служить гексацианоферрат(III) калия K3[Fe(CN)6] (красная кровяная соль). При взаимодействии ионов Fe2+ и [Fe(CN)6]3− выпадает осадок турнбулевой сини: 3K3[Fe(CN)6] + 3Fe2+ → 3KFeII[FeIII(CN)6]↓ + 6K+. Для колчиественного определения железа (II) в растворе используют фенантролин Phen, образующий с железом (II) красный комплекс FePhen3 (максимум светопоглощения — 520 нм) в широком диапазоне рН (4-9). Соединения железа (III) Оксид железа(III) Fe2O3 слабо амфотерен, ему отвечает ещё более слабое, чем Fe(OH)2, основание Fe(OH)3, которое реагирует с кислотами: 2Fe(OH)3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 6H2O. Соли Fe3+ склонны к образованию кристаллогидратов. В них ион Fe3+ как правило, окружен шестью молекулами воды. Такие соли имеют розовый или фиолетовый цвет. Ион Fe3+ полностью гидролизуется даже в кислой среде. При рН> 4 этот ион практчиески полностью осаждается в виде Fe(OH)3: Fe3+ + 3H2O = Fe(OH)3 + 3H+ При частичном гидролизе иона Fe3+ образуются многоядерные оксо- и гидроксокатионы, из-за чего растворы приобретают коричневый цвет. Основные свойства гидроксида железа(III) Fe(OH)3 выражены очень слабо. Он способен реагировать только с концентрированными растворами щелочей: Fe(OH)3 + 3КОН → K3[Fe(OH)6]. Образующиеся при этом гидроксокомплексы железа(III) устойчивы только в сильно щелочных растворах. При разбавлении растворов водой они разрушаются, причём в осадок выпадает Fe(OH)3. При сплавлении со щелочами и оксидами других металлов Fe2O3 образует разнообразные ферриты: Соединения железа(III) в растворах восстанавливаются металлическим железом: Fe + 2FeCl3 → 3FeCl2. Железо(III) способно образовывать двойные сульфаты с однозарядными катионами типа квасцов, например, KFe(SO4)2 — железокалиевые квасцы, (NH4)Fe(SO4)2 — железоаммонийные квасцы и т. д.
Соединения железа (VI) Ферраты — соли не существующей в свободном виде железной кислоты H2FeO4. Это соединения фиолетового цвета, по окислительным свойствам напоминающие перманганаты, а по растворимости — сульфаты. Получают ферраты при действии газообразного хлора или озона на взвесь Fe(OH)3 в щелочи, например, феррат(VI) калия K2FeO4. Ферраты окрашены в фиолетовый цвет. 4FeO42- + 20H+ = 4Fe3+ + 3O2 + 10H2O Окислительные свойства ферратов используют для обеззараживания воды. ОТВЕТЫ НА ВОПРОСЫ К ЭКЗАМЕНУ ПО НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ ЗИМНЕ СЕССИИ 2013-2014
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 = σ Q/T σ Q – 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, σ Q = 0; dS = σ Q/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
|
Последнее изменение этой страницы: 2017-03-14; Просмотров: 392; Нарушение авторского права страницы
