Подобные работы

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

Нефть

echo "Археологи установили, что ее добывали и использовали уже за 5- 6 тыс. лет до н.э. Наиболее древние промыслы известны на берегах Евфрата, в Керчи, в китайской провинции Сычу-ань. Считают, что с

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

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

Способы кристаллизации

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

Методы активации химических процессов

echo "Изучением взаимодействия мощных акустических волн с веществом и возникающих при этом химических и физико-химических эффектов занимается звукохимия. Изначально вопросы такого рода относились к о

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

Теплопроводность в сплошных средах и двухфазных, продуваемых и непродуваемых телах (слоях)

echo "Саулин Д.В. Пермь, 2000 Содержание Основной закон теплопроводности. Физический смысл коэффициента теплопроводности ..............................................................................

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.