Кількість речовини Молярна маса(M)-це фізична величина що виражає 1 моль будь-якої речовини в грамах/моль. Молярна маса речовини чисельно дорівнює відносній атомній масі, якщо речовина складається з атомів, або відносній молекулярній масі, якщо речовина складається з молекул.Відносна молекулярна маса(Mr) – фізична величина,що показує, у скільки разів маса даної молекули більша за 1/12 маси молекули вуглецю-12 .Обчислюється як сума відносних атомних мас атомів що складають цю молекулу. Відносна атомна маса(Ar) – фізична величина що чисельно дорівнює відношенню абсолютної маси атома до 1/12 частини абсолютної маси атому вуглецю 12С.
2.) Визначення , розрахунок співвідношення із масою та об‘ємом речовини .Кількість речовини-фізична величина що чисельно рівна відношення атомів даної речовини(N) до числа Авогадро(NA) атомів ,що містяться в 1/12 атому 12C,вимірюється в молях і позначається n=m/M=V/VM=N/NA
3.)Сфоормулюйте стехіометричні закони хімії (закон сталості складу речовини , закон збереження маси ) та визначіть межі їх застосування . Закон сталості складу речовини: “кожна речовина незалежно від умов і способів її добування має сталий якісний і кількісний склад”.Закон збереження маси:“маса речовин, які вступили в хімічну реакцію, дорівнює масі речовин, які утворилися внаслідок реакції”.Значення:атоми є неподільними та під час хімічних реакцій не змінюються. Молекули під час реакцій обмінюються атомами, але загальне число атомів кожного виду не змінюється, тому загальна маса речовин у процесі реакції зберігається.Сталість складу-це найважливіший критерій того що речовина є чиста.Тому однакові речовини,одержані різними дослідниками мають мати однаковий склад.
4.)Сформулюйте закон Авогадро та його наслідки та визначіть можливість
застосування в хімії .Закон Авогадро.В однакових об'ємах різних газів за однакових умов міститься однакова кількість молекул. 1-ий наслідок. Однакова кількість різних газів за однакових умов займає однаковий об'єм. За нормальних умов 1 моль будь-якого газу займає об'єм 22,4 л (Vm-молярний об'єм). 2-ий наслідок. Відношення мас рівних об'ємів газів за однакових умов дорівнює відношенню їх молекулярних мас чи відношенню чисельно рівних їм молярних: m(X1)/m(X2) = Mг(Xl)/Mr(X2)·
5.)Наведіть сучасне формулюваня Периодичного закону і поясніть його зв‘язок з
будовою атома .”Властивості хімічних елементів а також форми і властивості їхніх сполук,які утворені цими елементами перебувають у періодичній залежності від зарядів ядер їхніх атомів”.У межах періодів властивості металів якісно змінюються від типових металів до типових неметалів,закінчується період інертним газом.Фізичний зміст періодичного закону полягає в тому, що із збільшенням заряду ядра атому по мірі заповнення електронами АО періодично повторюється електронна структура валентного рівня атому.
6.)Сформулюйте основні положення квантової механіки.Поясніть, як вони
використовуються для опису стану електрона в атомі.3 Положення Квантової механіки: a)Дискретність енергії-енергія(E) виділяється і поглинається певними порціями-квантами. E=hν, h-стала планка (h=6,62×10-34 Дж∙сек) ν-частота коливань випромінення.[сек-1] б)Принцип невизначеності Гейзенберга:”внаслідок наявності у електрона значних хвильових властивостей неможливе одночасне і точне визначення координати і швидкості:∆x∙∆ ≥h/(2Πme), де ∆x-невизначеність по координаті, ∆ -невизначеність по швидкості.Можливо лише говорити про ймовірність знаходження електрона в певному об’ємі простору навколо ядра-Атомна орбіталь(ймовірність 90%).в)Корпускулярно-хвильовий дуалізм електрона-мікрочастинки під час руху проявляють хвильові властивості,які описуються рівнянням Луї де Бройе α=h/(m ),де α-довжина хвилі що рухається,h-стала Планка h=6,62×10-34
7.)Поясніть фізичний зміст функції, яка є рішенням хвильового рівняння
Шредінгера , визначте параметри, що характеризують цю функцію .
Закони руху мікрочастинок в КМ описуються рівнянням Шредингера:
δ2Ψ/δx2+ δ2Ψ/ δy2+ δ2Ψ/ δz2+(8π2m/h2)(E-U)Ψ=0.Розв’язком рівняння є хвильова функція Ψ(псі).Фізичний зміст:│Ψ(x,y,z)│2 – це ймовірність знаходження електрона в певному об’ємі простору навколо ядра.Параметрами хвильової функції є квантові числа n, l ,ml.
8.)Поясніть поняття Атомна орбіталь . Вкажіть параметри, які її однозначно
характеризують . Атомна орбіталь-частина простору навколо ядра де ймовірність знаходження електрона перевищує 90%.Атомну орбіталь однозначно характеризують 3 квантові числа n-головне , l-орбітальне ,ml-магнітне.
9.)Поясніть звязок між значенням головного квантового числа для хімічноо
елемента і розташуванням цого елемента в Періодичній системі.
n-головне квантове число, характеризує енергетичний рівень електрона,його енергію і відстань від ядра,тобто розміри АО (чим більша енергія електрону, тим із більшим радіусом орбіталлю він обертається навколо ядра).. Приймає дискретні цілочисельні значення від 1 до ∞.Співпадає с номером періоду,в якому розташований хімічний елемент, а також показує число енергетичних підрівнів.
10.)Поясніть зв‘язок між значенням орбітального квантового числа для хімічного
елемента та розташуванням цого елемента в Періодичній системі.
l-орбітальне квантове число , характеризує енергетичний підрівень електрона,а також геометричну форму атомної орбіталі.Приймає дискретні цілочисельні значення від 0 до (n-1). Таким чином перший енергетичний рівень(n=1) складається з одного підрівня 1s, другий енергетичний рівень з 2(2s 2p),третій енергетичний рівень - з 3(3s 3p 3d), четвертий – з 4(4s 4p 4d 4f) .До основних груп входять перші 2 та 6 останніх елемента з кожного періоду,інші-побічні. Елементи s і p сімейства входять до складу основних підгруп.Елементи d і f сімейства утворюють побічну підгрупу,причому елементи f сімейства винесені в окремі ряди лантаноїди і актиноїди.
11.)Поясніть звязок між значенням магнітного квантового числа для хімічного
елемента і числом можливих орієнтацій атомних орбіталей у просторі.
ml-магнітне квантове число- характеризує орієнтацію а.о. у просторі і показує число незалежних орієнтацій.Приймає дискретні цілочисельні значення від –l до +l
При l=0 ml=0 (1 атомна орбіталь), l=1 ml=-1,0,1 (3 атомні орбіталі), l=2 ml=-2,-1,0,+1,+2(5 АО). 12.)Наведіть 4 квантових числа, які повністю характерізують стан електрона в атомі .
n-головне квантове число ;l-орбітальне квантове число; ml-магнітне квантове число;ms-спінове кв.число-характеризує власний момент руху електрона.
13.)Використовуючи принцип найменьшої енергії , поясніть, в якому порядку
заповнюються електронами енергетичні рівні і підрівні атому . За принцип найменшої енергії: найстійкішому стану електрона відповідає його найменша енергія. Тому енергетичні рівні та підрівні заповнюються електронами в порядку збільшення їх енергії.
14.)Використовуючи принцип Паулі, поясніть розрахунок ємності енергетичного рівня і підрівня атома . Принцип заборони Паулі:в атомі не може бути навіть двох електронів з однаковим значенням усіх чотирьох квантових чисел.Два електрони можуть займати одну орбіталь тільки за умови протилежно спрямованих спінів.Кожна орбіталь незалежно від її розміщення може мати максимум 2 електрони.Якщо в атомі є ще електрони то вони мають заповнювати інші орбіталі.За цим принципом можна визначити граничне число електронів на підрівнях і рівнях:на s-підрівні-1 АО-2 електрони, на p-підрівні – 3 АО- 6 електронів,на d-5 АО-10 електронів f-7 АО-14 електронів.Аналогічно на 1 енергетичному рівні можуть бути-2 електрони,на 2 е.р.-8 електронів,на 3-18…
15.)Вікористовуючи правило Хунда , поясніть поняття валентність.За принципом-правилом Хунда на підрівнях електрони розміщуются так ,щоб сума їхніх спінових квантових чисел була максимальна.Це пов’язано із взаємним відштовхуванням електронів.Електрони на вироджених рівнях розміщуюються так,щоб взаємодіяти між собою з найменшою енергією,а це досягається тільки,коли електрони не спарені,бо утворення електронних пар енергетично не вигідно..Тому виникають неспаровані електрони,що веде за собою виникнення здатності атома хімічного елемента сполучатися с певним числом атомів іншого елемента-Валентністі.Розраховується за числом неспарених електронів і проявляється,як правило у збудженому стані.
16.)Поясніть, чому виникає збудженний стан атому і як при цьому змінюється
валентність атому. Стан, коли система має мінімальну енергію, називається
основним станом. У всіх інших станах система має більшу енергію, і вони називаються збудженими.Збудження-одержання атомом порції енергії за схемою:A0+hν→A*, яка витрачається на розпарування спарованих електронів і перехід одного з них на вільну атомну орбіталь іншого підрівня в межах одного енергетичного рівня.Виникнення різних збуджених станів атомів,що беруть участь в утворенні зв’язків,можливе тільки в разі переміщення електронів між підрівнями в одного й того самого валентного енергетичного рівня.Число неспарених електронів,що беруть участь в утворенні зв’язків для того самого елемента може бути різним у нормальному і збудженому стані ,а отже виникнення різних форм сполук елемента відповідно до різних валентних можливостей.
17.)Поясніть, які атоми проявляють металічні властивості та вкажіть місце їх
розташування в періодичній системі. Визначіть, як змінюються металічні
властивості в періодах і групах .Металічні властивості проявляють ті атоми хімічних елементів у яких на останньому енергетичному рівні знаходяться 1-2,рідко 3-4 електрони.До таких елементів належать s-елементи(крім H,He), всі d та f- елементи та деякі p-елементи:3 група(Al,Ga,In,Tl);4 група(Ge,Sn,Pb); 5 група(Sb,Bi).У періодах металічні властивості зменшуються(Зліва на право),у головних підгрупах зростають (зверху донизу),у побічних навпаки знижуються (Зверху донизу).
18.)Поясніть, атоми яких хімічних елементів проявляють неметалічні
властивості ,вкажіть їх місце розташування в Періодичній системі та зміну
неметалічних властивостей в періодах та групах.
Неметалічні властивості проявлятють ті атоми хімічних елементів у яких на останньому енергетичному рівні знаходяться 4 і більше електронів.До таких елементів належать s-елементи(He,H),і всі p-елементи в 3,4,5 групах крім(Al,Ga,In,Tl,Ge,Sn,Pb,Sb,Bi).У періоді неметалічні властивості зростають(зліва на право),у групах(спадають зверху донизу)
19.)Вкажіть параметри, які характеризують хімічний зв'язок. Поясніть, як
відрізняються параметри для ковалентного, іонного і металічного звязку .
Хімічний зв’язок характеризують:1)Довжина зв’язку[м,нм]-рівноважна відстань між атомами хімічно зв’язаних атомів2)Енергія зв’язку[кДж/моль]-Це така енергія,яку необхідно прикласти до 1 моль зв’язку,щоб його розірвати і утворити окремі атоми3)Кратність зв’язку-число зв’язків між двома хімічно зв’язаними атомами.4)Валентний кут[град]-кут між уявними прямими,які можна провести через ядра хімічно-зв’язаних атомів.
20.)Поясніть різницу в утворенні рівноцінного і донорно –акцепторного зв‘язку.
Наведіть приклади молекул з такими звязками .
1)Рівноцінний-атом одного і атом іншого елемену дають на утворення хімічного зв’язку неспарований електрон.(H2)Спільна електронна пара обертається навколо обох атомів.2)Донорно-акцепторний-один атом дає на утворення хім.зв’язку неподулену пару електронів-донор,а другий атом-вільну атомну орбіталь-акцептор.( Прикладом утворення ковалентного зв'язку за донорно-акцепторним механізмом може бути приєднання протону H+ до молекули аміаку. При цьому атом Нітрогену є донором електронної пари, а протон — акцептором. Утворений зв'язок нічим не відрізняється від інших N—H зв'язків у молекулі, а позитивний заряд належить не якомусь конкретному атомові, а молекулі в цілому..)
21.)Поясніть причини виникнення гібридизації при утворенні хімічних зв‘язків
між атомами в молекулі . Наведіть приклади. Гібридизація aтомних орбіталей – зміщування різних за формою та енергією s I p а.о. і утворення такої ж кількості рівних за формою та енергією гібридних а.о, які виникають у збудженому стані атома. Причиною виникнення гібридизації є те, що у центрального атома не вистачає а.о. для приєднання необхідної кількості атомів і в такому випадку він збуджується і гібридизує атомні орбіта лі. Розрізняють три види гібридизації sp,sp2, sp3.Приклад СН4 С 1s(2)2s(2)2p(2) B=2 C*1s(2)2s(1)2p(3) B=4 Н 1s(1) B=1
22. ) Поясніть принцип виникнення міжмолекулярної взаємодії, дайте
характеристику силам Ван-дер-Ваальса, гідрогенного зв‘язку, наведіть
приклади. Принцип міжмолекулярної взаємодії полягає в тому, що сили притягання між молекулами та атомами у речовині, які мають електростатичну будову і підкорючись закону Кулона притягуються між собою. Розрізняють два види міжмолекулярної взаємодії специфічну обумовлену водневими чи донорно- акцепторними зв'язками та універсальну- обумовлену силами Ван-дер-Ваальса.
(1)Сили Ван-дер-Ваальса мають електростатичну природу. Проявляють себе на дуже коротких відстанях (Е~ 1IR 6). Вони складаються з сил притягування та відштовхування. Відштовхування визначається взаємодією електронних хмар різних молекул. Сили
притягування обумовлені трьома видами взаємодії:
А)Орієнтаційні (полярні молекули)- сили протягування між різними полюсами полярних молекул.
Б) індукційні(полярні-неполярні) – сили протягування між полярною і не полярною, яка під дією полярної сама перетворюється на диполь,тобто в результаті поляризації неполярної молекули полярною;
В) Дисперсійні(неполярні) - сили протягування між неполярними молекулами, які під дією зовнішніх факторів перетворюються на миттєві диполі..Миттєвий диполь може виникнути внаслідок невеликої миттєвої деформації електронної хмари. Він може індукувати диполь у сусідньої молекули. Тобто, дисперсійна взаємодія виникає внаслідок синхронізації миттєвих диполів взаємодіючих молекул.
(2)Гідрогенний зв'язок утворюється в тих випадках, коли атом водню зв'язаний з сильно електронегативним атомом (F, 0), який притягує до себе спільні електронні пари і тим викликає великий позитивний заряд на атомі водню. Водневий зв'язок обумовлений
електростатичним притягуванням, якому сприяють малі розміри атому водню (велика концентрація позитивного заряду та велика проникна здатність). Здійснюється водневий зв'язок між атомом водню однієї молекули та атомом з великою електронегативністю іншої молекули (в складних органічних молекулах може виникати і внутрішньо-молекулярний Н- зв'язок). Наявністю водневого зв'язку між молекулами води і пояснюється рідкий агрегатний стан води за нормальних умов, тоді як H2S та H2Se за тих же умов - гази.
23. )Дайте характеристику різних типів кристалічних граток, наведіть приклади.
Розрізняють 4 типи кристалічних граток: атомні, йонні, металічні та молекулярні.
А) Йонні: у вузлах гратки розміщенні протилежно зарядженні йонни. Природа зв’язку електростатична, енергія зв’язку-сотні кДж\моль, температура плавлення висока, твердість висока, електропровідність низька, розчинність в розчинах полярних добра, неполярних відсутня, крихка,приклад: оксиди солі лужних і лужноземельних металів.
Б)Атомна : у вузлах гратки розміщені атоми, зв’язані ковалентним зв’язком, енергія зв’язка сотні кДж\моль, температура топлення висока, твердість висока, електропровідність відсутня, розчинність в розчинах полярних і неполярних відсутня, приклад Si, Ge, As,SiC,алмаз,кварц.
В) Металічна : у вузлах знах. атоми і катіони металу, між якими рухаються позитивно заряджені йонни,природа зв’язку металічна,енергія зв’язку сотні кДж\моль, температура плавлення різна, твердість різна, електропровідність висока, розчинність в полярних і неполярних розчинах відсутня, непрозора, електропровідна, ковка, приклад : всі метали в твердому стані.(Сплави)
Г) Розрізняють два типи молекулярних граток:Гідрогенного зв’язку : у вузлах гратк розміщенні молекули, пророда зав’язку H-зв'язок, енергія зв’язку 8-40 кДж\моль, температура топлення низька, твердість низька, електропровідність відсутня, розчинність в розчинах полярних добра, не полярних відсутня, приклад : білки, аміак, вода.
Сили В-д-В: у вузлах гратки розміщенні молекули, природа зв’язку сили В-д-В, енергія зв’язку 8-16 кДж\моль, температура топлення низька, твердість низька, електропровідність відсутня, розчинність в розчинах полярних відсутня, неполярних добра, приклад : нейтральні органічні сполуки, інертні гази, Сl(2), O(двічі), рідини.
Типи кристалічних ґраток: а — атомні; б — йонні; в — металічні; г — молекулярні
24. )Вкажіть параметри , які характеризують термодинамічний стан системи.
Поясніть, між якими параметрами встановлює зв‘язок 1 закон термодинаміки .
Термодинамічні системи характеризуються, з одного боку, параметрами стану, з іншої- функціями стану. Параметри стану - це незалежні змінні характеристики
термодинамічної системи (хімічний склад, маса, температура (Т), об'єм (V), тиск (Р)).
1 закон термодинаміки : кількість підведеної теплоти дорівнює сумі виконаної роботи та зміні внутрішньої енергії системи. Таким чином 1 закон термодинаміки встановлює зв'язок між кількістю теплоти, тобто температурою, роботою, яка виконується проти зовнішніх сил, тобто тиску, а це означає і об’ємом, а також, якщо розписати рівняння роботи А=m×a, можна побачити, що він виражає зв'язок із масою. Таким чином перший закон термодинаміки виражає зв'язок між температурою, тиском, об’ємом та масою.
25.)На прикладі реакції горіння вугілля покажіть відмінність між хімічними та
термохімічними рівняннями реакції. Реакція горіння вугіллля:С+O2→CO2
26.)Обгрунтуйте використання закона Гесса для рзрахунку теплового ефекту
хімічноі реакції . Другий закон термохімії відкрив російський хімік Г.І.Гесс:
Тепловий ефект хімічної реакції залежить від виду і стану реагуючих речовин і продуктів реакції, але не залежить від шляху(проміжних стадій),по якому йде процес.Наслідки:
-Тепловий ефект реакції дорівнює сумі стандартних ентальпій утворення продуктів, за вирахуванням суми стандартних ентальпій утворення реагентів, з урахуванням числа їхніх молів.
-Термохімічні рівняння можна додавати або віднімати разом з їхніми тепловими ефектами,як алгебраїчні рівняння.
-Якщо в двох реакціях з різних речовин утворюються однакові продукти,то різниця теплових ефектів цих реакцій дорівнює тепловому ефекту переходу від одних вихідних речовин до інших.(З одного агрегатного стану в інший)
Закон Гесса,та його наслідки застосовують для обчислення теплових ефектів зокрема в тому випадку,коли експериментально ∆H виміряти не можна.Для цього використовують 2 різних методи:1)Можна додавати або віднімати термохімічні рівняння з відомими тепловими ефектами так ,щоб одержати рівняння з шуканим тепловим ефектом.
Прикладом може бути визначення теплоти перетворення графіту на алмаз, для знаходження якого необхідно відняти теплоти згорання модифікацій вуглецю.
2)Найчастіше використовується метод циклів,який полягає в тому,що реакцію,тепловий ефект якої необхідно знайти ,розбивають на декілька стадій з відомими значеннями ентальпій.А шукане значення ∆H рівне сумі ∆H проміжних стадій.
27.)Поясніть зв‘язок між зміною ентропії системи за зміною температури і
кількості частинок в системі .
(S)Ентропія,[Дж/моль∙К]-термодинамічна функція,яка є кількісною мірою невпорядкованості системи.Чим більше значення S тим більша невпорядкованість системи,тим більш вірогідним є даний стан системи.Тому
S(суміші газів)>> S(окремих газів)>>S(рідини)>>S(твердого тіла).
М.Планк обгрунтував постулат за яким:Ентропія кристалічних тіл за температури абсолютного нуля рівна нулю.Це означає,що в ідеальному кристалі за 0 К рух атомів відсутній,атоми перебувають відносно один одного в певних,точно визначених позиціях.Ентропія за таких умов рівна нулю.У міру підвищення температури розпочинається і дедалі посилюється коливальний рух атомів,внаслідок чого змінюється їх взаємне розміщення,тобто поява нових мікростанів,що веде за собою поступове зростання ентропії системи до точки плавлення.Під час плавлення кристала до коливального руху додається ще поступальний,’’дальній порядок’’ у розміщенні частинок змінюється на ’’ближній порядок’.За температури плавлення відбувається стрибкоподібне зростання ентропії речовини.У разі нагрівання розплаву твердої речовини його температура підвищується ,і водночас плавно зростає ентропія.За температури кипіння знову різко зростає ентропія,що здебільшого зумовлено різким збільшенням об’єму,пов’язане з переходом з рідкого стану в газоподібний .
28.)Поясніть відмінність між відкритою та ізольованою термодинамічною
системами.Обгрунтуйте однозначність зміни ентропії в ізольованій системі .
Ізольована термодинамічна система не взаємодіє з навколишнім середовищем, її енергія та маса залишаються сталими, система не обмінюється з зовнішніми тілами ні енергією (у вигляді теплоти, випромінювання, роботи тощо), ні речовиною, а відкрита термодинамічна система може обмінюватися з навколишнім середовищем не тільки енергією, а й речовиною. В ізольованої системи присутній наближений опис реальних процесів та побудови їх математичних моделей. Так, розглядаючи процеси теплообміну в системі, що складається з кількох тіл, які спочатку мають різні температури (наприклад, система з води, льоду та металевого сосуду), можна проігнорувати теплообміном цих речовин з навколишнім середовищем (з повітрям), тобто на ентропію не будуть впливати зовнішні чинники і виміри будуть однозначними.
29.)Поясніть, за якою термодинамічною функцією визначається можливість
самовільного перебігу процесу . Вкажіть, як зміна температури впливає на
напрямок перебігу процесу .
Можливість самодовільного проходження процесу визначається термодинамічною функцією ∆G-Енергія Гіббса. За стандартних умов ∆G0- стандартна вільна енергія,енергія Гіббса,[кДж/моль].Зміна вільної енергії у процесах,що відбуваються за сталих температури і тиску ,визначається виразом ∆G = ∆H-T∆S.( ∆H-ентальпійний фактор, T∆S-ентропійний фактор)Також енергія Гіббса може бути визначена як сума стандартних вільних енергій продуктів, з вирахуванням стандартних вільних енергій реагентів,з урахуванням числа їхніх молів.Якщо ∆Gх.р.(хімічної реакції)<0 то реакція перебігає самодовільно,при ∆Gх.р. >0 реакція не перебігає самодовільно,якщо ж ∆Gх.р. = 0,то система знаходиться в стані рівноваги.Вплив температури на самодовільний перебіг реакції:
-При низьких температурах(T→0) ентропійний фактор прямує до нуля,а ∆G≈∆H, ∆H<0,тобто реакція відбувається в сторону утворення продуктів.
-При високих температурах (T→1000) ∆G≈T∆S, ∆Gх.р.< 0 тоді коли ∆S>0(∆H<0 ∆H>0- незалежить)
-Якщо T будь-яка то ∆G = ∆H-T∆S ∆G <0 тоді,коли реакція екзотермічна і ∆H<0,∆S>0
30.)Перерахуйте фактори, від яких залежить швидкість хімічної реакції.
Вкажіть, від якого фактора не залежить константа швидкості хімічнїі реакції.
Швидкість хімічної реакції залежить від:
-температури: у разі підвищення температури на кожні 10 °С швидкість реакції -зростає у два-чотири рази (правило Вант-Гоффа), Для початку хімічної реакції реагенти повинні мати певний запас енергії. Ця енергія Еа називається енергією активації, тобто це енергія, яку повинні матимолекули, що зіштовхуються, щоб зіткнення привело до хімічного перетворення.
-природи реагентів,також залежність швидкості х.р. від температури та реагентів описує рівняння Арреніуса ,де де - енергія активації, R - газова стала, T - температура, A - певний передекспоненційний множник, який слабо залежить від температури.Енергія активації описує потенціальний бар'єр, який повинні подолати частинки для того, щоб реакція відбулася. При підвищенні температури, доля частинок із кінетичною енергією, достатньою для подолання бар'єру збільшується.Енергія активації вимірюється зазвичай у кДж/моль або ккал/моль.
-концентрації реагентів (Закон діючих мас),
-зовнішньго впливу
-присутності каталізатора
(k)Константа швидкості хімічної реакції не залежить від концентрації та тиску.
31.)Поясніть, виразом якого закону є кінетичне рівняння .
Поясніть різницю кінетичних рівнянь гомо – і гетерогенних реакцій.
Кінетичне рівняння є відображенням закону дії мас:
Швидкість реакції прямо-пропорційна добутку концентрації реагентів,піднесених до ступенів їх стехіометричних коефіцієнтів.
Гомогенні-х.р. що відбуваються в об’ємі речовин(г+г),(р+р) в однофазній системі
Гетерогенні-х.р. що відбуваються на поверхні розділу фаз в багатофазній системі.
Фаза-однорідна за своїм складом та хімічними властивостями у кожній своїй т-ці частина системи,що відокремлена від інших частин сис-ми поверхнею і розміром.
32.)Використовуючи рівняння Арреніуса та теорію активних зіткнень, поясніть
залежність швидкості реакції (константи швидкості )від природи реагентів та
температури реакції.
Арреніус 1859-1927 – шведський фізико хімік.
Рівняння ареніуса – зв'язок швидкості реакціі і значення енергії активації:
Чим вища ен активаціі, тим вища мін ен активних молекул і тим більще вона відрізняеться від значення середньої ен. Енергія активації - характерний параметр процесів, зокрема хімічних реакцій, кінетика яких описується рівнянням Арреніуса. ,де - енергія активації, R - газова стала, T - температура, A - певний передекспоненційний множник, який слабо залежить від температури.Енергія активації описує потенціальний бар'єр, який повинні подолати частинки для того, щоб реакція відбулася. При підвищенні температури, доля частинок із кінетичною енергією, достатньою для подолання бар'єру збільшується.Енергія активації вимірюється зазвичай у кДж/моль або ккал/моль.Теорія ак зіткнень:В наслідок хаос руху та багаточисельногних зіткнень молекул в системі встановлюеться певний рівноважний стан в якому більшість молекул мають сер ен, а невелика має більшу або меншу.Фізичний зміст константи швидкості (k): k показує, з якою швидкістю відбувається реакція за концентрацій реагуючих речовин 1 моль/л. Константа швидкості залежить від природи реагуючих речовин, температури, присутності каталізатора, але не залежить від концентрації реагуючих речовин і парціальних тисків (для газів).зі збільшенням температури зросте константа швидкості тієї реакції, енергія активації якої є більшою.
33.)Використовуючи теорію активованого комплексу, поясніть механізм дії
каталізатора . каталізатор – цу речовина яяка бере участь у проміжних стадіях, змінює швидкість реакції, але не входить до складу продуктів реакції і залишаеться після реакції в незмінній кількості.
За наявності кат виникають інші активовані комплекси для утв яких потрібна менша ен, ніж для утв активованих комплексів без кат. Напр.:
А+В=АВ відповідае певна енергія активації, то за наявності кат –
А+К=А…К - ен акт1
А…К+В= АВ+К - ен акт 2
Значення ен акт проміжних стадій 1 і 2 менші за ен активаціі реакціі що відбув без кат.
34.)Вкажіть фактори, які можуть змінити стан хімічної рівноваги .
Поясніть напрям таких змін. Хімічна рівновага - стан хімічної системи, в якому оборотно протікає одна або кілька хімічних реакцій, причому швидкості в кожній парі пряма-зворотна реакція рівні між собою. Для системи, що перебуває в хімічному рівновазі, концентрації реагентів, температура і інші параметри системи не змінюються з часом.
А 2 + В 2 ⇄ 2AB
Положення хімічної рівноваги залежить від наступних параметрів реакції: температури, тиску і концентрації. Вплив, який чинять ці фактори на хімічну реакцію, підпорядковуються закономірності, яка була висловлена в загальному вигляді в 1885 французьким ученим Ле-Шательє.
Фактори що впливають на хімічну рівновагу:
1) температура
При збільшенні температури хімічна рівновага зміщується в бік ендотермічний (поглинання) реакції, а при зниженні в сторону екзотермічної (виділення) реакції.
CaCO3 = CaO + CO2-Q t ↑ →, t ↓ ←
N2 +3 H2 ↔ 2NH3 + Q t ↑ ←, t ↓ →
2) тиск
При збільшенні тиску хімічна рівновага зміщується в бік меншого обсягу речовин, а при зниженні в бік більшого об'єму. Цей принцип діє тільки на гази, тобто якщо в реакції беруть участь тверді речовини, то вони в розрахунок не беруться.
CaCO3 = CaO + CO2 P ↑ ←, P ↓ →
1моль = 1моль +1 моль
3) концентрація вихідних речовин та продуктів реакції
При збільшенні концентрації одного з вихідних речовин хімічна рівновага зміщується в бік продуктів реакції, а при збільшенні концентрації продуктів реакції- у бік вихідних речовин.
S2 +2 O2 = 2SO2 [S], [O] ↑ →, [SO2] ↑ ←
Каталізатори не впливають на зміщення хімічної рівноваги!
35.)Поясніть різницю в складі системи неелектролітів і електролітів. Чим
відрізняються розчіни сильних та слабких електролітів.Наведіть приклади.
Електроліт – речовина з іонним, або з сильно полярним ков зв’язком, розчин якої або розтоп пров ел струм. (кислоти основи солі)
Неелектроліти – речовини що не проводять ел струм. (оксиди гази орг. Сполуки)
Сильні ел-літи – дуже добре проводить ел струм. HCl, HBr
Слабкі ел-літи – слабо проводять струм. HF, H2S
36.)Перелічіть кількістні характеристикі процесу електричної дисоціації.
Вкажіть, які з них характерізують дисоціацію слабкого розчіну електроліту .
Електролітична дисоціація – електропровідність розчинів обумовлена наявністю іонів які утв підчас розчеплення молекул або іонних кристалів речовини під діею полярних молекул розчинників.
1стадія - гідратація
2ст - дисоціація
3ст – дифузія
Α=n/N – ступінь дисоціаціі- показує яка чатина розчинених молекул продис на іони.(залежить від прир розч речов, темпер, конц)n – кількість мол що продис на іониN – кількість розч мол.Kд=α2×с/(1-α) – константа дисоціаціі – кількісна хар процесу дисоц слабкого ел-літа.
Чим менш кд тим слаб ел-літ.Др- добуток розчинності – кількісна хар процесу дисоц слаб малорозч ел-літа.
37.)Поясніть обернено –пропорційну залежність ступеня дисоціації електроліту і
концентраціі розчину . Для сильних ел-літів α=1 кд немає змісту
Для слабких α->0 кд=αхαхс
Α=(кд/с)^1/2Закон розбавлення освальда – показує обернену пропорц зал ступеня ок дисоц і конц розч речов.
38.)Поясніть, в якому напрямку відбуваюся реакціі між розчинами електролітів.
Реакція між розчинами ел-літів відбуваеться в напрямку утв слабшого ел-літа.(Кд<)
39.)Поясніть причини виникнення гідролізу солей.
Гідроліз – взаємодія речовини з водою що приводить до сполучення складових частин речовини зі складовими частинами води, що є результатом їх поляризаційної взаємодіі.
Відбуваеться лише тоді коли сила взаємодія іону із складовою частиною води більша ніж сила взаємодія між катіонами гідрогену і гідрооксид аніоном у самій молекулі води
Гідроліз солей – взаємодія іонів солі з молекулами води в наслідок чого утв ел-літ.
1випадок – сильна осн+сл. Кисл
2вип – сл. Осн+ с кисл
3вип – сл. Осн + с, сл. кисл
40.)Наведіть рівняння гідролізу солей, що містять іони слабких електоролітів.
NaOH+H2CO3=Na2CO3
C. cл.
(1стадія CO3+H++OH-=HCO3+OH) (2 стадія HCO3 +H+OH=H2CO3+OH)
41.)Поясніть термодинамічну умову пребігу окисно-відновноі реакції.
42.)Поясніть, яким чином енергію окисно –відновноі реакції можна перетворити на електричну. Спеціальні пристрої, в яких на електродах відбуваються cамодовільні окисно-відновні процеси і які створюють різницю потенціалів, а отже можливість напрямленого переміщення електронів від одного електрода (негативного) до другого (позитивного), тобто електричний струм, називають хімічними джерелами струму (ХДС). При цьому хімічна енергія окисно-відновної реакції перетворюється на електричну. До таких пристроїв відносять гальванічні та паливні елементи, акумулятори.
Тобто, ОВР – це процеси під час яких електрони переходять від одних частинок до інших у разі їх безпосереднього зіткнення а також супроводжується зміною ступені окиснення елементів.
43.)Вкажіть склад електрохімічноі системи .Вкажіть зовнішній і внутрішній ланцюг. Склад електорхімічної системи:
- Два електроди;
- 1 або 2 електроліти;
- Метал – провідник.
Два ланцюги: зовнішній і внутрішній.
Два електроди, занурені в електорліт утворюють внутрішній ланцюг (рух іонів).
Два електроди з’єднані провідником по якому рухаються електрони – зовнішній ланцюг.
44.)Візначіть склад металічних електродів першого роду, складіть загальну
окисно –відновну реакцію, що відбувається на електроді та наведіть рівняння
Нернста для розрахунку рівноважного електродного потенціалу .
Металічні електорди першого роду – електорди обернені відносно катіонів у розчині.Стержні, пластини, що занурені розчинну сіль що містить катіони цього металу
Схема: Ме ǀ Меn+
Zn ǀ ZnSO4 = Zn2+ + SO42-
Електродний потенціал:
ϕMen+/Me0 = ϕMen+/Me0 + *lg [ Men+1 ]
45.)Визначіть склад металічних електродів другого роду, складіть загальну
окисно –відновну реакцію, що відбувається на електроді та наведіть рівняння
Нернста для розрахунку рівноважного електродного потенціалу .
Металічні електорди другого роду – електорди обернені відносно аніонів у розчині.
Представляють собою Металічну проволоки, стержні, пластини, вкриті шаром нерозчинної речовини, що містить катіони цього металу і занурені в сіль, що містить аніони нерозчинної речовини.
Схема: Ag, AgCl ǀ KCl ; зліва- т.ф, справа – р.ф
Електродний потенціал:
ΦAg,AgCl/Cl- = ϕAg,AgCl/Cl- - *lg [ Cl- ]
46.)Визначіть склад газових (водневого та кисневого) електордів, складіть
загальну окисно –відновну реакцію, що відбувається на електроді та наведіть
рівняння Нернста для розрахунку рівноважного електродного потенціалу .
Газові ел-ди – електроди в яких окиснена або відновлена частинки- газ.
Газові ел-ди – це металеві пластинки, що знах. в рівновазі з газом і розчином, що містять йони цього газу. Метали адсорбують газ, а також проводять електричний струм, але в електродних реакціях участі не приймають.
+ne
Відновник1 +окисник1=окисник2 + відновник2
-ne
ϕ= +
47.)Вкажіть склад біметалічного гальванічного елементу ,анодний та катодний процес ,формулу для розрахунку електрорушійної сили. Біметалічні ГЕ складаються з 2-ох різних металічних електродів І-го роду.
1 ел-д:
2ел-д:
Е= ϕ катода- ϕ анода=1,22(B)
48.)Вкажіть склад концентраційного гальванічного елементу ,анодний і катодний процес ,формулу для розрахунку електрорушійної сили . Концентраційні гальванічні елементи – це елементи , утворені електродами однакової фізичної і хімічної природи і які відрізняються лише концентраціями потенціалвизначаючих йонів. Анодом є електрод з меншою концентрацією розчину.Е= lg ( )
