7. Основы органической, аналитической и физколлоидной химии

1. Классификация органических реакций. Важнейшие органические реакции. Виды изомерии. Функциональные группы и классы органических соединений.

2. Аналитическая химия. Химическая посуда. Качественный и количественный анализ. Методы качественного и количественного анализов: химические, физико-химические и физические.

3. Титриметрический и гравиметрический анализы. Инструментальные методы: спектральные (оптические), электрохимические, распределительные (хроматографические) и радиометрические.

4. Виды дисперсных систем: грубая, коллоидные и истинные (молекулярные и ионные) растворы. Растворы в зависимости от размера частиц: ионные (<10^-3), молекулярные, коллоидные. Гетерогенные системы (взвеси, суспензии, эмульсии).

7. Словарь терминов

Модуль 1. Основные понятия, законы и классификации общей химии (Коллоквиум 1 состоит из 30 групп понятий и терминов). Cост. Полянская И.С.

Термины и определения (глоссарий, теза́урус)

Модуль 2. Теоретическая неорганическая химия. (Коллоквиум 2 состоит из 24 групп понятий и терминов)

2.1. Размеры, заряды и массы атомов и нуклонов. Атомы и имеют диаметр порядка 10^-10 м размер ядра 10^-15 м. Число протонов ядре равно числу электронов электронейтрального атома p = e

Заряд, Кл Масса, г

р + 1,6∙ 10 ^-19 1,67∙ 10 ^-24

n 0 1,67∙ 10 ^-24

e - - 1,6∙ 10 ^-19 9,10∙ 10 ^-28

2.2. Атомная орбиталь - часть атомного пространства, где вероятность пребывания электрона составляет свыше 90%. Поскольку масса электрона ≈ в 1840 раз меньше массы протона и нейтрона, то масса атома (его массовое число) определяют протоны и нейтроны М= р+ n.

2.3. Современные представления о строении атома формулируются в соответствии с принципом наименьшей энергии, правило Клечковского, принципом Паули и правилом Гунда.

Принцип наименьшей энергии. Электроны в невозбуждённом атоме распределяются по энергетическим уровням так, чтобы их суммарная энергия была минимальна. Максимальное число электронов на подуровне еl =2(2l+1); уровне еn = 2n²

Правило Клечковского. Заполнение энергетических подуровней происходит от подуровней с более низкого энергетического уровня в порядке: 1s<2s<2р<3s<3р<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f≈5d<6p<7s<5f ≈6d<6р

Квантовые числа Главное n – определяет энергию (номер) уровня; орбитальное l – определяет энергию и форму атомной орбитали подуровня; магнитное ml – характеризует число атомных орбиталей в подуровне; спиновое ms – характеризует направление собственного момента количества движения электрона; ms ±=1/ 2. n = 1(К), 2(L), 3(M), 4(N), 5(O), 6(P), 7(Q)…∞

l = 0(s), 1(p), 2(d), 3(f), 4(q)…(n-1); m_l = -l,…,-1,0,+1,…+l.

Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором значений всех четырёх квантовых чисел. Правило Гунда. Заполнение электронами подуровня осуществляется таким образом, чтобы спиновое число было максимальным.

2.4. Периодический закон Д.И. Менделеева Свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда атомных ядер элементов.

2.5. Атомы с различным числом протонов и нейтронов, но с одинаковой их суммой называются изобарами. Атомы с одинаковым числом нейтронов – изотонами (n₁=n₂), с одинаковым числом протонов – изотопами (p₁=p₂). В ряду атомов ⁴⁰₂₀Са, ⁴²₂₀Са, ⁴⁰₁₈Аr, ⁴⁰₂₉К изотопы - ⁴⁰₂₀Са (20 р, 20 n), ⁴²₂₀Са (20 р, 22 n). изотоны - ⁴²₂₀Са (20 р, 22 n), ⁴⁰₁₈Аr (18 р, 22 n), изобары - ⁴⁰₂₀Са (20 р, 20 n), ⁴⁰₁₈Аr (18 р, 22 n), ⁴⁰₂₉К (19 р, 21 n).

2.6. Уравнение Луи де Бройля λ=h/v, где h=6.36 10³⁴ (постоянная Планка). Уравнение Планка Энергия электронов в атоме квантуется, Е = h۷, частота- ۷ . Сродство к электрону Еср - энергия, выделяющаяся при присоеди-нении электрона атомом с образованием аниона. Количественная мера неметаличности атома. Энергия ионизации атомов Еион - энергия, необходимая для отрыва электрона от атома с образованием катиона. Наименьшая у щелочных металлов Атомы объединяются в молекулы посредством химической связи. Описать хим. связь, значит выяснить как в молекуле распределяется электронная плотность.

А + е- = А^- + Еср ; А + Еион = А⁺ + е-

2.7. Причина образования хим. связи – при сближении атомов между их внешними валентными электронами с противоположными спинами происходит притяжение с уменьшением энергии системы, следовательно образование хим. связи сопровождается выделением, а разрыв - поглощением энергии. Энергия связи – энергия, выделяющаяся в процессе образования связи (Есв, кДж/моль) и длина связи – расстояние между центами ядер соединяемых атомов, (rсв, пм) характеризуют её прочность.

2.8. Ковалентная (или объединённая) химическая связь- образующаяся за счет объединения одной или нескольких электронных пар, примерно одинаково сильно взаимодействующих с ядрами обоих соединяемых атомов. Есв 100-1000 кДж/моль. Образуется между атомами элементов электоотрицательности которых одинаковы (неполярная) или различаются не слишком сильно (полярная): Н₂, F₂, НF, СН₄, СО₂, Н ₂О, NН_3.Насыщаемость. Валентные электроны, участвующие в образовании ковалентной связи не могут участвовать в образовании дополнитель-ных связей: sp¹ – 180 линейная,sp² - 120, треугольная, sp³ - 109, тетраэдрическая, sp³d – тригональная бипирамида, sp³ d² – октаэдрическая. Направленность связи или пространственная конфигурация объясняется с учётом гибридизации, т.е. смешения различного типа атомных орбиталей с возникновением того же числа гибридных орбиталей одинаковых по форме и энергии. Кратность ковалентной связи характеризуется числом общих электронных пар между соединяемыми атомами: одна пара – простая (ординарная) связь (всегда σπ), Две пары – двойная (σ и π), три – тройная (σ и две π). Ковалентная связь (рисунки):

ординарная	двойная	тройная	донорно-акцепторная

Рисунок. Сl-Cl – одинарная связь, валентность 1, О=О – двойная связь, валентность 2, N=N – тройная связь, валентность 3, NH₄⁺ - валентность N – 4, а степень окисления -3.

2.9. Агрегатное состояние - проявление взаимодействия между частицами вещества. В твердом состоянии расстояния между частицами вещества сопоставимы с размерами самих частиц, что обеспечивает их сильное взаимодействие и ограниченное движение (колебание, вращение). В зависимости от степени упорядоченности частиц твёрдые вещества могут быть кристаллическими (строгая повторяемость элементарной ячейки, ближний и дальний порядок) и аморфными (бесформенными, стеклообразными, переохлаждёнными жидкостями). Многие кристаллы обладают анизотропностью – неодинаковость некоторых свойств вещества по разным направлениям. Аморфные вещества изотропны – т.е. одинаковы по свойствам во всех направлениях. Жидкое состояние – как в твёрдом состоянии частицы из-за достаточно сильного взаимодействия удерживаются вместе в определённом объеме, но для их взаимного расположения характерен только ближний порядок в небольших постоянно меняющихся ассоциатах или кластерах (время их жизни 10-5 - 10-10 с), свободный объем, доступный для поступательного движения частиц около 3%, поэтому жидкости практически несжимаемы. Жидко-кристаллическое состояние характеризуется текучестью жидкостей и анизотропностью кристалла, возможно для молекул со стержненобазной или дискообразной формой с сильными межмолекулярными взаимодействиями. Парообразное, газообразное и плазменное – сильно разряженные состояния, с доступным для поступательного движения частиц объёмом более 99,8%. Газ - однородная система, пар – неоднородная, смесь из отдельных молекул и их неустойчивых ассоциатов. Плазма - состояние вещества при сверхвысоких температурах: тысячи градусов Цельсия – холодная плазма; сотни тысяч – горячая плазма.

.10. Ионная связь – сильное взаимодействие общей электронной пары с ядром только одного из соединяемых атомов, что приводит к образованию электростатически притягивающихся разноимённо заряженных ионов..Электрическое поле иона имеет сферическую симметрию, катион взаимодействует со всеми анионами, находящимися поблизости, т.е. ионная связь не обла- дает направленностью и насыщаемостью. Металлическая связь – между атомами металлов (в узлах решётки атомы и катионы металла между которыми перемещаются обобществленные электроны или «электронный газ»). Характерна для твёрдых и расплавленных металлов, для газообразных – ковалентная. 2.11. Межмолекулярное взаимодействие: ион-ионное – между противоположно заряженными ионами, Есв=140-460 кДж/моль, увеличивается с ростом зарядов ионов и уменьшением их радиуса; ион-дипольное – между ионом и полярной молекулой (или полярной группой с постоянным дипольным моментом μ), Есв=40-140 кДж/моль, увеличивается с ростом зарядов и уменьшением их радиуса; диполь-дипольное (ориентационное) – между полярными молекулами, обладающими постоянным дипольным моментом, Есв=2-4 кДж/моль. индукционное – между неполярной молекулой и ионом или молекулой с постоянным ионом, Есв=1-2 кДж/моль; дисперсионное - между неполярными молекулами, движение электронов в молекуле и колебания ядер вызывают появление в молекуле мгновенного диполя, под действием которого в соседней молекуле индуцируется также мгновенный диполь, Есв<2 кДж/моль. 2.12. Ван дер Ваальсовы силы – диполь-дипольные, индукционные и дисперсионные взаимодействия. Водородная связь – между атомом водорода и электроотрицательными атомами F, О, N (чаще всего другой молекулы), Есв=10-40 кДж/моль. Наличие водородной связи отражается на физических свойствах веществ (температуры плавления, кипения, вязкости, плотности, растворимости). Гидрофильно-гидрофобное взаимодействие - ион-дипольное или диполь-дипольное взаимодействие, когда один из типов молекул имеет сродство к воде, второй – не имеет.

2.13. Виды дисперсных систем: грубая, коллоидные и истинные (молекулярные и ионные) растворы. Растворы могут быть в зависимости от размера частиц, мм (10^-6): ионные (<10^-3), молекулярные (10^-2-10^-3), коллоидные(10^-1-10^-2). Гетерогенные системы (взвеси, суспензии, эмульсии) имеют размер частиц > 10^-1.

2.14. Признаки химической реакции при растворении вещества. Подавляющее большинство химических реакций протекает в растворах. Сам процесс растворения часто можно рассматривать как химическую реакцию, т.к. между частицами растворенного вещества и растворителя возникают Ван-дер-Ваальсовы, водородные и донорно-акцепторные связи; образуются кристаллогидраты; процесс растворения сопровождается тепловым эффектом, иногда изменением цвета, объема (кроме растворов, близких к идеальным).

2.15. Основные способы выражения концентраций растворов: массовая доля W, молярная концентрация С, молярная концентрация эквивалента Сэ, моляльная концентрация b.

W =mв-ва:mр-ра×100, % С=mв-ва:×mv, моль/л Сэ=mв-ва:mэ×v, моль/л b = nВ/mА, моль/кг

2.16. Водоро́дный показа́тель, pH (произносится «пэ аш») — количественне выражение кислотности среды, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности [H⁺] водородных ионов, выраженной в молях на литрhttp://ru.wikipedia.org/wiki/водородный показатель. Для сильных электролитов степень диссоциации α близка к 1.

Расчет рН для кислот:	Расчет рН для оснований (гидроксидов):
рН = -lg [H+]; [H-] = α∙С ∙n (произведение степени диссоциации (произносится «альфа»), молярной концентрации «це» и количества ионов H+, образующихся из одной молекулы кислоты «эн»)	рН = 14- рOН; рOН = -lg [OH-]; [OH-] = α∙С ∙n (произведение степени диссоциации (произносится «альфа»), молярной концентрации «це» и количества ионов OH-, образующихся из одной молекулы гидроксида «эн»)

Сильные электролиты — химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Степень диссоциации α таких электролитов близка к 1. К сильным электролитам относятся многие неорганические соли, некоторые неорганические кислоты  и основания в водных растворах, а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью (спирты, амиды и др.). Для слабых электролитов α = √ Кд/C, где Кд – константа диссоциации (из хим. справочников), С - молярная концентрация, моль/л.	Сильные кислоты	Сильные основания
	HCl	LiOH
	HClО4	NaOH
	HI	KOH
	HВr	CsOH
	HNO3,	RbOH
	H2SO4	Ba(OH)2
	HMnO4	Ca(OH)2
	H2CrO4	Sr(OH)2

2.17. Гидролиз солей - разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита.  

Буферные растворы - растворы с определённой устойчивой концентрацией водородных ионов; смесь слабой кислоты и её соли (напр., СН₃СООН и CH₃COONa) или слабого основания и его соли (напр., NH₃ и NH₄CI). Примеры: калий-фосфатный буфер, натрий-фосфатный буфер, натрий-ацетатный буфер.

2.18. Термодинамика – изучает законы, которые описывают энергетические эффекты, сопровождающие химические процессы. Первый закон термодинамики – энергия не исчезает и не возникает из ничего, а только превращается из одного вида в другой в строго эквивалентных соотношениях (1842 г., нем. врач Ю. Мейер). Термодинамическая система – фактически или мысленно выделяемая пространственная совокупность, выделяемая из окружающей среды (автомобиль, ёмкость, молекула белка, человеческий организм и т.п.). Гомогенная система– однородная система, в которой нет частей, различающихся по свойствам и разделённых поверхностями раздела (воздух, вода, истинные растворы). Гетерогенная – разнородная, состоящая из 2-х и более частей, между которыми есть поверхность раздела, где свойства системы резко меняются. Фазы – гомогенные системы, образующие гетерогенную (Молоко разделяют как минимум на 2 фазы: водный раствор солей, лактозы, белков и жировую фазу). Параметры, характеризующие состояние термодинамической системы: масса, количество вещества, объём, температура (Т), давление (р), концентрация (с). Функции состояния системы рассчитывают исходя из значений параметров её состояния: внутренняя энергия U (полная энергия всех частиц этой системы на молекулярном, атомном и ядерном уровнях); энтропия S, Дж/моль К (функция меры неупорядоченности системы, т.е. неоднородности расположения и движения её частиц); энтальпия Н, кДж/моль (функция энергетического состояния системы при изобарно-изотермических условиях); энергия Гиббса G, кДж/моль (обобщённая функция, учитывающая неупорядоченность и энергетику системы при изобарно-изотермических условиях). Экзотермические процессы сопровождаются выделением энергии из системы в окружающую среду, в результате энтальпия системы уменьшается, ΔНэкзо<0. Эндотермические процессы – с поглощением энергии системой из окружающей среды ΔНэндо>0. Термохимические уравнения – указывающие значение энтальпии реакции. Термодинамические функции или их изменения, измеренные при нормальных условиях (1 моль, 760 мм рт.ст.=101325 Па, 298 К=25º С) называются стандартными и обозначаются с верхним индексом «º».

2.19. Закон Гесса. Энтальпия реакции т.е. тепловой эффект химической реакции, зависит только от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов и не зависит от пути, по которому протекает реакция. Следствия из него: 1) энтальпия реакции равна разности суммы энтальпий образования всех продуктов реакции и суммы энтальпий образования всех исходных веществ ΔНр = ∑ΔНпрод - ∑ΔНисх. 2) энтальпия прямой реакции численно равна энтальпии обратной реакции, но с противоположным знаком ΔНпр = - ΔНобр . Стандартные энтальпии образования простых веществ = 0, сложных веществ = энтальпии реакции их получения из простых веществ. Второй закон термодинамики: в изолированных системах самопроизвольно могут совершаться только такие процессы, при которых энтропия системы возрастает, ΔS =∑Sпрод - ∑Sисх.>0. Т.о. энтальпийный фактор процессов заключается в стремлении системы к достижению минимума энергии, а энтропийный – к неупорядоченности. Функцией, учитывающей противоположности этих тенденций является энергия Гиббса ΔG = ΔH – TS; ΔGº = ∑ΔGº прод - ∑ΔGº исх.

2.20. Химическая кинетика – раздел химии, изучающий механизмы химических реакций и скорости их протекания. Скорость химической реакции определяется изменением концентрации реагирующих веществ в единицу времени, Δс/Δt, моль/ (л с). Количественная зависимость скорости реакции выражается основным постулатом химической кинетики, называемым закон действующих масс: Скорость простой гомогенной реакции аА + bB → cC + dD при постоянной температуре пропорциональна произведению концентраций произведению концентраций реагирующих веществ, возведённых в степени, равные стехиометрическим коэффициентам, υ = kCn^A(A)Cn^В(В), где k – константа скорости конкретной реакции. Необратимые – реакции, протекающие только в одном направлении до полного израсходования одного из реагирующих веществ. Обратимые – процессы, в которых одновременно протекают две взаимно противоположные реакции – прямая и обратная. Скорость реакции является ключевым понятием химической кинетики.

2.21. Химическое равновесие – такое состояние обратимого процесса, при котором, при неизменных внешних условиях, скорости прямой и обратной реакций равны, а также постоянны равновесные концентрации исходных и конечных веществ.

2.22. Принцип Ле Шателье.: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывать воздействие путём изменения концентрации реагентов, давления или температуры, то равновесие всегда смещается в направлении той реакции, протекание которой ослабляет это воздействие. Катализатором называют вещество, участвующее в реакции и увеличивающее её скорость, но остающееся химически неизменным в результате реакции. Катализатор меняет механизм реакции, направляя её с меньшими значениями энергии активации, способствует активной ориентации молекул в пространстве или возрастанию энтропии переходного комплекса.

2.23. Закон действующих масс (для равновесных реакций): отношение произведений равновесных концентраций продуктов реакции к исходным, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, является постоянной величиной, называемой константой равновесия К. Для уравния: аА + bB ↔ cC + dD

[C]c [D]d К = --------------- [А]а [В]b

Константа химического равновесия, как и константа скорости реакции, зависит от природы реагирующих веществ и температуры, но не зависит от концентраций реагирующих веществ, давления и присутствия катализатора (катализатор ускоряет наступление равновесия, а не смещение).

2.24. Правило Вант-Гоффа.: с увеличением температуры на каждые 10 К скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза.γ (гамма)– температурный коэффициент Вант-Гоффа, показывающий во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на каждые 10 К. Для ферментативных реакций может достигать 9.

6