Подобные работы

Очистка коллоидных систем

echo "Приготовленный каким-либо способом коллоидный раствор может содержать, помимо электролитов, и другие вещества, например стабилизаторы, ВМВ и др. Все эти примеси могут содержаться в коллоидном ра

Неорганические аниообменники, синтезированные на основе гидроксидов металлов

echo "Разобраны кинетика и термодинамика ионного обмена на гидроксидных ионитах. На обширном экспериментальном материале сделаны выводы о механизме сорбции и предложены модели, описывающие этот процес

Алкадиены. Каучук

echo "Центры всех атомов в молекуле бутадиена-1,3 лежат в одной плоскости. Негибридные p -орбитали атомов углерода (по одной у каждого атома) расположены перпендикулярно к плоскости молекулы и перекр

Химическая термодинамика

echo "Величина энергии отдельной химической связи очень мала. Её удобно выражать в электронвольтах на атом. Поскольку обычно в реакциях участвуют относительно большие количества веществ, то общие кол

Производство серной кислоты нитрозным способом

echo "Полученный SO 2 окисляют до H 2 SO 4 , используется для этого в нитрозном методе используется окислы азота. С этой стадии оба метода отличаются друг от друга. В специальной окислительной башне 3

Поняття про нитратни и фосфатни добрива

echo "Найпоширенішіми нітратними добривами є аміачна вода і аміачна селітра. Аміачна вода – розчин аміака у воді. Одержують аміачнуводу, насичуючи воду аміаком до кончентрації 20 – 22 % NH 3 . Застосо

Химия

echo "Изменение S х.р.= S прод.р.-- S исх.в. или S = S обр.С* x —( S обр. A * n + S обр.В* m ) Факторы, влияющие на энтропию: 1. Агрегатное состояние; 2. Атомная или молекулярная масса веществ; 3.При

Способы кристаллизации

echo "Поэтому при охлаждении горячих растворов возникает пересыщение, обусловливающее выделение кристаллов. Этот метод также получил название изогидрической кристаллизации, поскольку при его осуществл

Химия

Химия

Изменение S х.р.= S прод.р.-- S исх.в. или S = S обр.С* x —( S обр. A * n + S обр.В* m ) Факторы, влияющие на энтропию: 1. Агрегатное состояние; 2. Атомная или молекулярная масса веществ; 3.При увеличении полярности процессов энтропия # . Энтропийный и энтальпийные факторы.

Энергия Гиббса. Два фактора сводятся к единому энергии Гиббса: G = H — T * S , G =0-сост.равноес., G G >0-самопр.протек.обр.проц. G – энергия Гиббса – критерий вероятности самопроизв . протекания процесса. G образ.прост.в.=0 G [кДж.моль] G х.р.= G обр.пр.р.-- G обр.исх.в. с учётом коэффициентов Влияние температуры на ход реакции. 1. H S 2. H >0 S Скорости хим. реакций, хим. равновесие.

Системы протекания реакций: 1.Гомогенная (однор сист.) сост.из одного вида фаз (нет раздела фаз, т.е. в одном агрегатном сост.). Реакции, протекающие в этой сист. тоже гомогенные, протекающие во всём объёме этой системы. V гом.р.=+ с/ Т=+ n /( V * T ), n – кол.активных взаимодействий, с – изменен.концентрации вещ-ва, Т-отр.вр. V гом.р.=[моль/литр*сек]=[моль/м³*сек] 2.Гетерогенные (неоднор. сист.) сост. из двух и более фаз, сущ. поверхность раздела фаз.

Гетероген. реакции протекают на поверхн. разд. фаз. V гет.р.=+ с/ S * T =[моль/литр*м²*сек] , S – площадь раздела фаз.

Факторы, влияющие на скорость. 1.Концентрация - прямая завис. Закон действующих масс (з.д.м.) V = k *[ A ] *[ B ] , k – константа равновесия, зависит от природы вещ-ва и температуры.В формулу не включ. конц. вещ-ва в тв. сост. 2.Давление гомоген.(для газов) – прямая завис. При увел. давлен концентрация растёт прям пропорционально. 3.Температура – прям. з. При небольших изменениях температуры скорость реакции рассчитывается по правилу Вант-Гоффа : При увеличении темрературы на каждые 10° скорость реакции увеличивается от 2 до 4 раз. V т2= V т1 * ( (Т2-Т1)/10) 4.Площадь для гетероген (прямая) 5. Природа веществ. 6.Катализаторы(ускор.р.) или ингибиторы(замедл.р.) Уравнение Аррениуса (справедливо для больших интервалов t ) Еа – энергия активизации – избыток энергии по сравнению со средним уравнем энергии вещества необход. для накапливания хим. реакции. Высок. t уменш. Еа K = K 0* e ( -( Ea / R * T )) , К – константа скорости(физич. смысл. – скорость реакции при опред. концентрации(1 моль/1 литр)), К0 – пост. множитель Т => Ea => K => V Влияние катализатора на скорость, Катализ процесс: Гомогенный – ускорение во всём объёме Гетерогенный – на гране раздела фаз Катализатор снижает Еа Химическое равновесие Обратимые реакции – протекающие при одних и тех же условиях в сторону прямой и обратной реакций. Для колич. оценки хим. равновесия используют константу равновесия. К х.р.=К пр./К обр.=[ C ] *[ D ] /[ A ] *[ B ] , K х.р.=1-хим.равновес.,К х.р.>1-пр.р.,К х.р. Сдвиг хим. равновесия. Сдвиг происходит по принципу Ле-Шателье: Если изменить одно из условий равновесия, то оно сместится в сторону противодействия измения . 1.Изменен. концентр. 2.Изменение темпер. Т эндо , Т экзо 3.Изменен. давлен. Р меньшых объема Р большых объёмов 4.Катал. ускор . обе р., но равновес. несмещ. РАСТВОРЫ. Растворы – однородн. или гомогенные сист. состоящие из двух и более компонентов: 1.Растворитель(то чего больше не меняющ. агр. сост. вещ-ва) 2.Растворим. вещ-ва растворитель вода – растворы гидраты , др-е растворы – саль ваты Процесс растворения – физ.-хим. процесс.

Признаки физ. – механ. смесь, химического – образование хим. связи и тепловые явления.

Энергетика процесса растворения . Процесс: 1.Разрушен. кристалич. решетки вещества Н разр.>0; 2.Дифузия частиц растворён. веществ сквозь частицы раствора Н диф. 0; 3.Процесс гидратации Н гидр. Т.о. Н раствора= Н разр.+ Н диф.+ Н гидр. При растворении(расплавлении) нек. вещества диссоциируют (распадаются на ионы). Их растворы проводят ток – электролиты. Не электролиты – оксиды и почти все органические вещества.

Электролиты характеризуются: 1.Степенью диссоциации =число продиссоц.молек./общ.число молекул - зависит от прир. электрол.,от Т(пр.проп.), концентр(обр.пр.) >30% - сильн. эл., (3%;30%) – ср.силы. 2.Константа диссоциации. Сл. эл: КА К +А Сил. эл: КА К +А (КА – молекула) К равновес.=К диссоц.=[ К ]*[ А ]/[ KA ] К диссоц. имеет смысл только для слабого электролита(обр. процесс) Ионные уравнения. В ионн. виде в молекулярной форме записываются: 1. Не электролиты; 2. Слабые электролиты; 3. Из числа сильных электролитов – нерастворимые осадки.

Случаи необратимых реакций: 1. Образование осадка AgNO 3 + HCl AgCl + HNO 3 Ag + Cl AgCl - белого цвета 2. Образование сл. элекр. HCl+NaOH NaCl+H 2 O H + OH H 2 O – слабый электролит 3. Образование газа K 2 CO 3 +2 HCl 2 KCl + CO 2 + H 2 O CO 3 +2H CO 2 +H 2 O КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕИЯ К.с. – сложн. соед. сост. из более простых, способных к самостоятельному сущ.

Пример. HgJ 2 *2 KJ Свёрнутый вид: К 2 [ HgJ 4 ] число легандов – координационное число (к.ч.) Лучшие компл. образователи – ионы d -элементов(эл. побочн. групп), т.к. у них малый радиус Мианды – отрицат. Ионы или нейтральн. молек.: J , F , Cl , NO 2 , OH или H 2 O , NH 3 Амфотерные гидрооксиды. Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Pb (OH) 2 , Sn (OH) 2 , Sn (OH) 4 , Cr(OH) 3 , Al(OH) 3 Доказательсво амфотерности :

Основные свойства Кислотные свойства
Be(OH) 2 +2HCl BeCl 2 + 2H 2 O Be(OH) 2 +2 H Be ² + 2H 2 O, иливкомпл . в : Be(OH) 2 +2HCl+2 H 2 O [ Be( H 2 O) 4 ] Cl 2 Be(OH) 2 +2 H +2 H 2 O [ Be( H 2 O) 4 ]² Be(OH) 2 +2NaOH Na 2 BeO 2 + 2H 2 O Be(OH) 2 +2 ОН BeO 2 ² + 2H 2 O Be(OH) 2 +2NaOH Na 2 [Be(O H) 4 ] Be(OH) 2 +2 ОН [Be(O H) 4 ] ²
Гидролиз солей Г. – взаимодействие ионов соли с ионами воды, в рез. котор. равновес. воды смещается и среда становится кисл. или щелочной. H 2 O H + OH К диссоц.=[Н ]*[ОН ]/[ H 2 O ] К диссоц.*[ H 2 O ] =[Н ]*[ОН ]=К H 2 O =1Е-14 - ионное произведение воды Виды сред. 1. [Н ]=[ОН ]=1Е-7 нейтралная среда(рН=7); 2. [Н ]>[ОН ] кислая среда(рН ] 7) р H =- lg [Н ] pOH=-lg[ОН ] p Н+ p ОН=14 Соли по отношению к гидролизу делятся на 4 группы:
1.Соли образ. сильн . и сл. кисл . 2.Соли обр . сл. осн . и сиьн . кисл . 3.Соли обр . сл. осн . и сл. кисл . (полн. или совместный гидролиз) 4.Соли обр . сильн . осн . и сильн . кисл .
К 2 S 2K +S² pH>7 Ступень I. S² +H OH (HS) +OH 2K +S² +HOH (HS) +OH +2K К 2 S+HOH KHS+KOH Ступень II. (HS) +HOH H 2 S+OH K +(HS) +HOH H 2 S+OH +K KHS+HOH H 2 S+KOH MgCl 2 Mg² +2Cl pH Ступень I. Mg² +H OH ( MgOH ) +H 2Cl + Mg² +HOH ( MgOH ) +H + 2Cl MgCl 2 +HOH MgOHCl +HCl Ступень II. ( MgOH ) + HOH Mg (OH) 2 +H Cl + MgOH +HOH Mg (OH) 2 +H + Cl MgOHCl+HOH Mg (OH) 2 +HCl MgS Mg² +S² pH 7 Mg² +S² +2H OH Mg(OH) 2 +H 2 S MgCl 2 +Na 2 S+2H 2 O Na 2 SO 4 2Na +SO 4 ² pH=7
Соль гидролизу не подвергается.

Глубину гидролиза можно опред. сл. обр.: 1.Степень гидролиза – h – отношен. числа прогидролизовавшихся молекул к общ. числу молекул.

Зависит от природы соли, темпер. и концентр.

Константа гидролиза К гид.=К H 2 O /К дис.сл.электролитов h = (К гид./С соли) 2. Молярн. концентрация(молярность) С м= h / V = m р.в./ M р.в.* V 3. Моляльная конц.(моляльность) – кол-во молей раств. вещ-ва в 1000 г. ратворит. См= n / V = m р-ва/ * V , - эквивалент (или m э) Э к-ты=М к-ты/число H Э осн-я=М осн/число О H Э соли=М соли/число атомов Ме*степ. окислен. Ме Закон эквивалентов : все взаимод. и получ. вещ-ва наход. в экви. колич. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O n NaOH = N HCl = n NaCl = n H 2 O c NaOH * V NaOH = c H ( HCl )* V HCl Окислительно-востановительные реакции. ОВР – реакции идущие с изменением степени окисления элементов при переходе электронов.

Окислители . 1.Простые или сл. в которых элем. наход. в макс. степ. окислен. Mg ² , Mg O 4 ,( CrO 4 )² 2. F 2 , O 2 Восстановители . 1.Прост. или сложн. частицы в котор. элемент находится в мин. cтеп. окислен. NH 3 , S Окислители и восстановители .1.Атомы и молекулы металов (кр. O 2 и F 2 ) С l 2 , Br 2 , N 2 , S , P 2.Прост. и сложн. частицы в котор. элемент находится в промежут. cтеп. окислен. (SO 3 )² , Fe , (NO 2 ) Направления ОВР. Электродные потенциалы.

Гальванические элементы.

Самрпоизв . электроны идут от вост. к окислит., когда окисл.> вост., = окисл.-- вост.>0 - усл. самопроизв. протекан. ОВР. Электродный потенциал Ме. Под действ. полярн. молек. воды и отрицат. ионов кислотн. остатка, положит. ионы Ме и сталкиваются на границе Ме – р-р. В рез. образ. двойной электронный слой с опред. раз. потенциалов наз. электродным потенциалом.

Используют относительные величины потенциалов.

Измерение электродных потенциалов.

Гальванич. элементы – приборы в котор. энергия ОВР преобразуется в электрический ток. Для измерен. потенциалов металов и всех др. частиц создают гальван. элем. в котор. один электрод водородный (Н 2 /2Н ) , а второй измеряемый.

Возникающая при этом ЭДС и есть величина потенциала. = измер. -- (Н 2 /2Н ) – эталонный Устройство медно-цинкового гальванического элемента. ( Zn / Zn )=- 0.76 В (С u / Cu ² ) =+0.34 B = окисл.-- вост=1.1 В Анодный процесс: Zn -2 Zn ² анод – восстановитель Катодный процесс: Cu ² +2 С u катод – окислитель Zn + Cu ² = Zn ² + С u (-)(A) Zn | ZnSO 4 ;1M||CuSO 4 ;1M|Cu (K)(+) Потенциал зависит от t , С, от природы ок-ва. Если конц. отлич. от стандарт., то потенц. рассчит. по прав.

Нернста: ( OX / Red )= ( OX / Red )+( RT / nF )* ln ([ OX ]/[ Red ]) OX – окисл. форма, Red – вост. форма, RT / F =0.059, n – число электронов (Ме /Ме )= ( Ме /Ме )+( 0.059/ n )* lg [Ме ] Пример. Ag|AgNO 3 ;1M|| AgNO 3 ;0.01M|Ag (Ag /Ag )= 0.8 +( 0.059/1)*lg 10 ²=0.692 B Взаимодействие Ме с окислит ( кисл ., щел ., вода).

Взаимодействие Ме с водой. Взаимодействие Ме с раств . щелочью. Взаимодействие Ме с кислотами.
Вост . воды 2 H 2 O +2 H 2 +2 OH Mg + H 2 O ( Mg ( OH ) 2 / Mg ) =-2.36 ( H 2 O / H 2 ) =-0.413 окисл .> вост – реакция идёт 1| Mg +2 H 2 O - 2 Mg ( OH ) 2 +2 H 1|2 H 2 O +2 H 2 +2 OH _ Mg +4 H 2 O Mg ( OH ) 2 + H 2 + 2 H + 2 OH Mg+2H 2 O Mg(OH) 2 +H 2 Нек . активн . Ме находятся в пассивир . сост., т.к. их поверхность покрыта прочным продуктом окислен.

Пассивацией наз . явлен. глубок. торможен. реакции окислен. над действием продукта этого окисления.

В ратворах щелочей окислителем явл . вода. Al+NaOH+H 2 O (AlO 2 /Al ) =-2.36 ( Al 2 O / H 2 ) =-0.827 окисл .> вост – ре-акция идёт 2| Al +4 OH - 3 AlO 2 +2 H 2 O 3|2 H 2 O +2 H 2 +2 OH _ 2 Al +8 OH +6 H 2 O 2 AlO 2 +4 H 2 O +3 H 2 + 6 OH 2Al+2NaOH+2H 2 O 2NaAlO 2 +3H 2 кислоты по отношению к Ме дел. на 2-е группы(какой ион явл . окислит.)
H Кислотный остаток – окислит.
HCl , H 2 SO 4 р . H 2 SO 4 к . , HNO 3 р . , HNO 3 к .
1. Ме + H 2 SO 4 р . Ме SO 4 + Н 2 (H/2H ) =0 ( Ме ) 1. Ме + H 2 SO 4 к . Ме SO 4 + H 2 O +прод. вост . кисл . ост . Li-Zn ( H 2 S) Cr-H(S ) после Н ( SO 2 ) (SO 4 ² /S)>1 SO 4 ² H 2 S SO 4 ² S SO 4 ² S O 2 2. Ме + HNO 3 р Ме NO 3 + H 2 O+ пр . вост . кисл . ост . Li-Zn ( N H 4 , N H 4 N O 3 ) Cr-H(N 2 O) после Н ( NO) ( N O 3 )>1 3. Ме + HNO 3 к Ме NO 3 + H 2 O + пр . в кисл . ост . Li-Zn (NO) Zn-(NO 2 ) Пример . Au+3V HCl+HNO 3 AuCl 3 +NO 2 +H 2 O
Нек . Ме пассивируют под действием холодных кислот: H 2 SO 4 - Fe , Ti ; HNO 3 - Cr Коррозия Ме – самопроизв . разрушен. Ме под дейсвием агрессивной окружающей среды. По элементам разрушен. различают:
хим . коррозию эл.-хим . коррозию
Под действ. с сухими газами при t (газовая) или с жидк . не электролитами Ме + О 2 , CO 2 , CO , S O 3 , Гг ( галогены ) разр . Ме+неэлектролиты Скорость хим . коррозии зависит от природы Ме , свойств продукта окислен., t При взаимод . Ме с жидк . электрол ., с влажн . Воздухом и почвой Поверхность Ме покрыта коррозионными гальвано парами (КГП)
Причины взаимодействия коразионных гальванопар : 1.Контакт Ме разн . активн . 2.Хим. неоднородность Ме 3.Неоднородность электролита 4.Неоднородность механического напряжения внутри 5.Блуждающие эл . токи.