1 .Закон сохранения массы – энергии.Моль Закон Авогадро. Атомные молярные массы.

Химия

1.Закон сохранения массы – энергии.Моль Закон Авогадро. Атомные молярные массы.

Масса нейтрального в-ва со временем не изменяется при отсутствии внешних воздействий и следовательно энергия в-ва не изменяется (E=mc2)

Моль — количество в-ва, содержащее столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12г изотопа углерода 12С. Число структурных единиц, содержащихся в 1 моле в-ва (постоянная Авогадро) определено с большой точностью; в практических расчетах его принимают равным 6,02*1023 моль-1.Масса 1 моля в-ва(мольная масса), выраженная в граммах,численно=относ-й мол-ной массе этого в-ва.[Так, относительная молекулярная масса (или молекулярная масса) свободного хлора Сl= 70,90. Следовательно, мольная масса молекулярного хлора составляет 70,90 г/моль. Однако мольная масcа атомов хлора вдвое меньше (35,45 г/моль), так как 1 моль молекул хлора С12 содержит 2 моля атомов хлора.]Согласно Закону Авогад ро, при равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и одинаковом давлении, содержится одинаковое число молекул.1 моль любого газа содержит одинаковое число молекул. Следовательно, при одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает один и тот же обьём. Этот объем называется мольным объемом газа и при нормальных условиях=2,4 л.Объемным содержанием газа в газовой смеси называется часть объема газовой смеси, которую занимало бы содержащееся в ней количество данного таза при той же t и парциальном давлении, равном общему давлению газовой смеси; эта величина может быть им выражена в долях общего объема (объемная доля) или и процентах от общего объема (процент по объему).

2.Методы определения молярных масс газообразных веществ. Парциальное давление газа. Закон Дальтона.

Парциальным давлением газа в смеси называетеся давление, которое производил бы этот газ, занимая при тех же физических условиях объем всей газовой смеси.Pпарц=PначVнач/Vсмеси.Согласно закону парциальных давлений,общее давление смеси, газов,не вступающих друг с другом химическое взаимодействие,равно сумме парциалдавлений газов, составляющих смесь.Чтобы определить молекулярную массу вещества, обычно находят численно равную ей мольную массу вещества в г/моль.||А. Определение молекулярной массы по плотности газа.||Б.Определение молекулярной массы газа по мольному объему.D=m1/m2=M1/M2 ||В. Определение молекулярной массы по уравнению Клапейрона-Менделеева. (уравнение состояния идеального газа) связывает массу (m,кг), теммпературу (Т, К), давление (P, Па) и объем (V, м3) газа с его мольной массой (М,кг/моль): PV=mRT/M Здесь R ун.газ.пост.

3.Оксиды. Классификация. Свойства, номенклатура.

оксиды на несолеобр[NO,CO,SiO]. и солеобраз-[основные.Li2O|кислотные|CO2амфотерные.Al2O3]

ос|Na2O+H2O=2NaOH|CuO+CO2=CuCO3|K2O+H2SO4

ки|SO3+H2O=|Ba(OH)2+CO2= |NaOH+CO2=NaHCO3|

ам|ZnO+HCl|ZnO+NaOH+H2O=Na2[Zn(OH)4]|

оксид+название в-ва

4. Кислоты и основания. Классификац. Св-а. Номенклатур.

Основ трудрастворим.[CrOH3|Mn(OH)2] растворим.[NaOH,KOH]

NaOH+HCl|Ca(OH)2+CO2|NaOH+CuSO4|Cu(OH)2=t|NaOH+Zn(OH)2=Na2[Zn(OH)4] или Na2ZnO2+H2O Гидрооксид+название в-ва

Кисл безкисл[HCl.H2S.HBr] кислородосорд[H2SO4]

HCl+KOH| HCl+Zn| H2SO4+H2SiO3= H2SiO3|+ H2SO4

Кислотообр.эл.+[ая]+к-та|в соотв с N груп,пер,отвеч суфф [н],[ная],н[ая],ев[ая],ов[ая].По мере сниж степ окисл. Измен: оват[ая],новат[ая],новатист[ая], ист[ая]

[HClO+74 Хлорная HClO+53 хлорноватистая HClO+32хлорнистая HClO+1 хлорноватистая]

5.Соли. Классификация. Свойства. Номенклатура.

Основ+к-та,средние[Na2SO4,(NH4)2SO4], основные[CuOHCl], кислые[Al(H2PO4)3]

Fe(NO3)2+H2S=FeS|+2HNO3||Na3CO3+CaCl2=CaCO3|+Na2SO4||H2S+CuOHCl=CuS+HCl+H2O||KHSO4+BaCl2=BaSO4|+KCl+HCl|| KHSO4+KOH=K2SO4+H2O|||

[Ат-сульфат.нитрат K2SO4|KNO3высш.степ.окисл.

Ит сульфит.нитрит K2SO3|KNO2 нисш.степ.окисл.

Ид сульфид K2S соль сероводородной к-ты]

Кисл соли|гидро++ Ca(HCO3)2- гидрокарбонат K

Осн.соли|+гидро+ Cu(OH)2CO3-карбонат гидроСu(2)

6.Эквивалент. Закон эквивалентов. Расчет молярных масс эквивалентов простых и сложных в-в.

6. Эквивалент.

Эквивалентом веществав-ва называется такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях.Эквивалентной массой называется масса 1 эквивалента веществав-ва.{HCl 35/1=35г/моль}

Для определения эквивалента (эквивалентной массы) элемента необязательно исходить из его соединения с водородом.

{5,6 г железа экв-ны, 3,2г серы }

{ЭFeг/моль 16 г/моль}

MэкВ–это отношние массы в-ва В кчислу эквал-тов в-ва MэкВ =mB/nB*z г/моль z-число эквивал-ти

Эквивалент (эквивалентную массу) можно вычислить по составу соединения данного элемента с любым другим, эквивалент которого известен.

На основе закона эквивалентов можно ввести следующиеМолярная масса эквивал=отношиния Mr в-ва

К числу эквалентности MэкВ= Mr/z

Фор-мулы для вычисления эквивалентны-х масс сложных вещест-в: Моксид-кисл-основ-соли/Число атомов элемента•*вал.ентность элемент. |Основность кислоты|Кислотность основания|число атомов металла•*валентность. мета._лла М=ММолМасСоед

Закон эк| Массы(обьёмы) реагирующ друг с другом в-в прапорциональны молярным массам эквивал-тов (обьёмам) молярных масс экви-тов.

| mА/mВ=MэкА/MэкВ | mА/VВ=MэкА/VэкВ

Эквивалентным объемом называется объем, занимаемый при данных условиях 1 эквивалентом веществав-ва.

Mэк(H3PO4)=98/3|Mэк(AL2(SO4)3)=342/3*2|Mэк(Mn2O7)=227/2*7

Значение эквивалентного объема вещества, находящегося в газообразном состоянии, можно найти, зная, что в мольном объеме любого газа, состоящего из одноатомных молекул, содержится 1 моль атомов, состоящего из двухатомных молекул-2 моля атомов итд{Так,в 22,4л Н2 содержится при нормальных условиях 2 моля атомов водорода. Поскольку эквивалент водорода равен 1 моль, то в 22,4 л Н2 содержатся 2 эквивалента водорода; значит, эквивалентный объем водорода равен 22,4/2= 11,2 л/моль.}

ОСНОВНЫЕ ГАЗОВЫЕ ЗАКОНЫ

Состояние газа характеризуется его температурой, давлением и объемом. Если температура газа равна 0°С, а давление равно нормальному атмосферному (101,325 кПа нлн 760 мм рт. ст.), то условия, при которых находится газ, называют нормальными. Объем, занимаемый газом при этих условиях, принято обозначать через V0, а давление через P0.Согласно закону Бойля-Мариотта, при постоянной температуре давление, производимое данной, массой газа, обратно пропорционально объему газа: Р2/Р1=V1/V2 или PV=const||При постоянном объеме давление газа изменяется прямо пропорционально абсолютной температуре P1/T1= P2/T2

Зависимость между объемом газа, давлением и температурой можно выразить общим уравнением, объединяющим законы Бойля — Мариотта и Гей-Люссака:PV/T= P0V0/T0 Здесь Р и V — давление и объем газа при данной температуре T, Р0 и V0 давление и объем газа при нормальных условиях.

7.Растворы. Молярная концентрация растворенного вещества. Молярная концентрация эквивалентов растворенного вещества. Моляльностъ.

Раствор-одинаковая сис-ма сост-щяя. Из нескольких компонентов,кол-во которых может менятся.

Растворы[жидк.тверд,сплавы,растворы].обр. р-ра сложный физико-хим. Процесс где растворитель вода.Содержание растворенного вещества в растворе может быть выражено долями или процентами, либо концентрациями: Молярная концентрация(молярность) (См)-Отношение количества растворенного вещества к объему раствора. пример, 1,5 М раствор или См-1,5 моль/л||Моляльная концентрация(моляльность) (m)-Отношение количества растворенного вещества к массе растворителя;например, m=5 моль/кг (Н2О)Эквивалентная концентрация(нормальность)(н.)-Отношение числа эквивалентов растворенного вещества к объему раствора; например, 0,75 н. раствор или Сн=0,75 моль/л

8.Массовая и молярная доля растворенного вещества. Плотность раствора, титр раствора вещества.

Массовая доля (С)-Процентное отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора: например, С = 3,33% (масс.) Мольная доля (Ni)-Отношение количества растворенного вещества (или растворителя) к сумме количеств всех веществ, находящихся в растворе. Например, в системе, состоящей из растворителя и единственного растворенного в-ва, мольная доля последнего (N2) равна-N2 =n2/(n1+n2),а мольная доля растворителя (N1) равна N1 =n1/(n1+n2) где n1 и n2-соответственно количество вещества растворителя и количество растворенного вещества.

Плотность р-ра ρр-ра=mр-ра/Vр-ра

Титр-кол-во в-ва в гр. В 1 мл р-ра T=mВ/Vр-ра.

9.Химическая термодинамика. Изохорный тепловой эффект химической реакции. Внутренняя энергия.

Протекание химической реакции сопровождается изменением внутренней энергии реагирующих систем. Если внутренняя энергия системы уменьшается (ΔU< 0), то реакция протекает с выделением эн.(экзотерм реакц). Если же ΔU - системы возрастает (ΔU >0), то процесс сопровождается поглощением энергии из внешней среды(эндотерм реакц).Если в результате протекания химической реакции система поглотила количество теплоты Q и совершила работу А,то изменение внутренней энергии ΔU опрделяется уравнением: ΔU=Q-A. Согласно закону сохранения энергии, ΔU зависит только от начального и конечного состояний системы, и не зависит от способа осуществления процесса,а Q и А будут различаться.

Если реакция протекает при постоянном объеме ΔV=0,(изохорный процесс),то работа расширения системы (А=PΔV) равна нулю. Если при этом не совершаются и другие виды,то ΔU=Qv,где Qv тепловой эффект реак-(кол-во поглощен с-мой теплоты), при пост объеме. В случае экзотермической реакции Qv<0, для эндотермич. реакции Qv>0.

10.Изобарный тепловой эффект химической реакции. Энтальпия.Стандартные энтальпии образования пи сгорания химических веществ.

Для ΔP=0(изобарный процесс)удобнее пользоваться энтальпией H, которая определяется соотношением:H=U+PΔV.При постоянстве давления ΔH=ΔU+PΔV-изменение энтальпии равно сумме изменения внутренней энергии (ΔU) и совершенной системой работы расширения (PΔV). Если при этом никакие другие виды работы не совершаются, то ΔH=Qp, где Qp — тепл.эф.реакц.протек.при пост.давл.Для экзотерм. Реакц. Qp<0, для эндотерм. Qp > 0.Стандартным состоянием вещества при данной t называется его состояние в виде чистого вещества при давлении101,325 кПа.

Условия, при которых все участвующие в реакции вещества находятся в стандартных состояниях, называются стандартными условиями протекания реакции. Отнесенные -к стандартным условиям изменения соответствующих величин называются стандартными изменениями и их обозначения снабжаются верхним индексом °:ΔU°-стандартное изменение внутр.энерг. при хим. Реак. ΔH°-стандарт.измен.энтальпии при хим.реак.

Стандартная энтальпия реакции(ΔH°)образования 1 моля данного вещества из простых веществ называется стандартной энтальпией образования этого вещества. кДж/моль. H,U образования простых веществ=0.Химические уравнения, в которых указаны изменения энтальпии (тепл.эф.реакц.), называются термохимическими уравнениями.Рb (к.)+СО(г.)=Pb(к.)+СО2(г.);ΔH°=-64кДж

11. I и II закон термохимии. I и II следствия из закона

Гееса.

Закон Лавуазье тепловой эффект разложения хим соед= и противоположен по знаку тепловому э-ту образования.

Тепловой эффект химической реакции (изменение энтальпии или внутренней анергии системы в результате реакции) зависит только от начального и конечного состояний участвующих в реакции веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.Из закона Гесса следует, что термохимические уравнения можно складывать, вычитать и на численные множители. Стандартное изменение энтальпии химической реакции равно сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтальпий образования исходных в-в.При суммировании следует учитывать, в соотв.с Ур.реакц. число молей участв.в реакции веществ.

12.Энтропия. Стандартная энтропия химических соединении. Расчет изменения энтропии хим-х реакций.

Мерой вероятности состояния системы в термодинамике принято считать энтропию (S)-величину, пропорциональную логарифму числа равновероятных микросостояний, которыми может быть реализовано данное макросостояние.S=kω ω_термодинамич вероятности.Обычно ее относят к 1 молю вещества (мольная энтропия) и выражают Дж/(моль*К). Изменение S системы в результате химической реакции (ΔS) равно сумме энтропии продуктов.реакции за вычетом суммы энтропии исходных веществ.суммирование производят с учетом числа молей участвующих в реакции веществ.S увел. при учв.T,V,растворении идр.S0298K(B)=сумме стандарт.S продуктов реак.-сумма стандарт.S исх.в-в.с учётом стехеометр кооф.S0298K(B)= ΣυS0298K(прод)-ΣυS0298K(ис-х в)

13.Энергия Гиббca. Стандартная энергия Гиббса образования химических соединений. Расчет изменения энергии Гиббса химических реакций.

Функцией состояния,одновременно отражающей влияние обеих тенденций на направление протекания химических процессов, служит энергия Гиббса, связанная с энтальпией и энтропией соотношением G=H-TS,где Т -абсолютная температура.Энергия Гиббса имеет ту же размерность, что и энтальпия, и поэтому обычно выражаетсякДж или Дж.Для изобарно-изотёрмических процессов (процессов, протекающих при T,P=const) изменение энергии Гиббса равно: ΔG=ΔH-TΔS -изменение энергии Гиббса Δ G в результате химической реакции (энергия Гиббса реакции)=сумме энергий Гиббса образования продуктов реакции за вычетом суммы Энергий Гиббса образования исходных веществ(суммирование производят с учетом числа молей участвующих в реакции веществ.

Энергию Гиббса образования относят к 1 молю в-ва и обычно выражают в кДж/моль; при этом ΔG° образования наиболее устойчивой модификации.простого вещества принимают равной нулю.

14.Энергия Гиббса и направленность протекания химических реакции.2. ПАРЦИАЛЬНОЕ ДАВЛЕНИЕ ГАЗА

Согласно закону парциальных давлений,общее давление смеси,газов,не вступающих друг с другом химическое взаимодействие,равно сумме парциал

давлений газов, составляющих смесь.

15.Скорость хим. реак-й. Средняя и истинная скорость реакций. Скорость реакц-и. Молекулярность порядок реакц-и.

Скорость хим-кой реакц-и измеряется кол-вом в-ва, вступающего в реакцию или, образующегося в результате реакц-и в единицу времени в единице объема системы (для гомогенной реакц-и) или на единицу площади, поверхности раздела фаз (для гетерогенной реакц). Скорость гомогенной хим-кой реакц-и измеряется изменением концентрации какого-либо из реагир-щих в-в за единицу времени.v=±ΔС/Δt, где«+»относится к изменению концентрации в-ва,образующегося в результате реакц-и (ΔС>0), а «-»к изменению концентрации в-ва, вступающего в реакцию (ΔС<0). Vср=Δn/SΔτ Δn-изменение числа моль газообразных продуктов,S-поверхность,Δn=Σnнач-Σnисход

Истин.скор Vист=dC/dτ-изм конц в теч врем.

Скорость реакц-и зависит от природы реагир-щих в-в,их конц-ции, темп-ры и от катализ-ов. В тех случаях, когда для протекания реакц-и необходимо столкновение двух реагир-щих частиц (молекул, атомов), зависимость скорости реакц-и от конц-ций определяется законом действия масс:при постоянной темп-ре скорость хим-кой реакц-и прямо пропорциональна произведению конц-ций реагир-щих в-в А+В2 аАВ2 v=k[A][B2] [А] и [В2]-концентрации вступающих я реакцию в-в, а коэффициент пропорциональности k- константа скорости реакц-и, значение которого зависит от природы реагир-щих в-в.Монокулярные реак-в элементорном акте которых претерпевает превращ.1мол-ла(бинарные-2).Гораздо реже реакция осуществляется путем столкновения трех реагирующих частиц.А+2ВаАВ2 –может

протекать по механизму тройных столкновений A+B+BаАВ2 в соответствии с законом действия масс, можно записать v=k[А][В][В],v=k[A][B]2

При гетерогенных реак-ях конц-ции в-в, находящихся в твердой фазе, обычно не изменяются в ходе реакции и поэтому не включаются в уравнение закона действия масс.

---Зависимость скорости от концентрации реагир-щих в-в. Константа скорости реакц-и первого порядка.

nA+mBуqD|VЯ=k1CAnCBm|Vа=k2CDq

Для установл.физ.смысла k=1.Скорость хим.реак-ции оценивается чурез константу.Реакции 1 порядка A+BуC

kT=(1/τ)ln(a/a-x) - константа скорости реакции первого порядка.τ-продолжительность разложения в-ва а-объем в-ва, выделившийся при разложении x1 и x2 - объемы в-ва выделившийся за t при темп-ре T1 и T2 К соответственно.

16.Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса. Энергия активации.

Зависимость скорости реакц-и (или константы скорости реакц-и)от темп-ры может быть выражена уравнением: vt+10/vt= kt+10/kt=γ vt и kt- скорость и константа скорости реакц-и при темп-ре t°C; vt+10 и kt+10- те же величины при темп-ре t+10°С; v-темп-рный коэффициент скорости реакц-и, значение которого для большинства реакций лежит в пределах 2-4 (правило Вант-Гоффа). В общем случае, если темп-ра изменилась на Δt°С, последнее уравнение преобразуется к виду: vt+Δt/vt= kt+Δt/kt=γΔt/10

Пример γ=2,8 Δt=55С//v1/v2=2.8^55/10=287 v ув в 287 раз

скорость хим-кой реакц-и сильно возрастает при повышении темп-ры. Это связано с тем, что элементарный акт хим-кой реакц-и протекает не при всяком столкновении реагир-щих молекул: реагируют только те молекулы (активные молекулы), которые обладают достаточной энергий, чтобы разорвать или ослабить связи в исходных частицах и тем самым создать возможность образования новых молекул. Поэтому каждая реакция характеризуется определенным энергетическим барьером; для его преодоления необходима энергия активации-некоторая избыточная энергия (по сравнению со средней энергией молекул при данной темп-ре), которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение было эффективным, т. е. привело бы к образованию нового в-ва. С ростом темп-ры число активных молекул быстро увеличивается, что и приводит к резкому возрастанию скорости реакц-и.

Зависимость константы скорости реакц-и k от энергии активации (Eа, Дж/моль) выражается уравнением Аррениуса: k= Ae-Ea/RT Как следует из уравнения Аррениуеа, константа скорости реакц-и тем больше, чем меньше энергия активации.

17.Скорость химических реакций в гетерогенных системах. Катализ.++

Скорость гетерогенной хим-кой реакц-и измеряется кол-вом в-ва, вступающего в реакцию или, образующегося в результате реакц-и на единицу площади, поверхности раздела фаз(cред). Скорость гетерогенной реакц-и зависит от конц-ции и поверх-ти реаг в-в.

При гетерогенных реакциях концентрации в-в, находящихся в твердой фазе, обычно не изменяются в ходе реакц-и и поэтому не включаются в уравнение закона действия масс. Катализ-это изменение термодинамимч-х возможностей реакции(ΔrG<0)за счёт спец в-ва.

Гомогенный катализ-когда реаг-е в-ва и кат-тор нах-ся в одинаковом агрегатном сост-и

A+BКаAB/ [A+K]+BаAB+K/2SO2+O2у2SO3+H2O

Гетерогенный катализ-когда реаг-е в-ва и кат-тор нах-ся в разных агрегатных сост-ях 2SO2+O2 ку2SO3

Скорость хим-кой реакц-и возрастает в присутствии катализатора..Действие катализатора объясняется тем, что при его участии возникают нестойкие промежуточные соединения,распад которых приводит к образованию продуктов реакц-и. При этом энергия активации реакц-и понижается и активными становятся некоторые молекулы, энергия которых была недостаточна для осуществления реакц-и в отсутствие катализатора, В результате общее число активных молекул возрастает и скорость реакц-и увеличивается. Если применить у-е Арсениуса к обычным реакциям и с применением кат-ра то отношение скор-й

lgvкат/v=(Eакт-Eкатакт)*103/2.3RT

18.Химическое равновесие в гомогенных и гетерогенных системах. Константа равновесия и ее связь с термодинамическими функциями.

При протекании хим-кой реакц-и концентрации исходных в-в уменьшаются; в соответствии с законом действия масс это приводит к уменьшению скорости реакц-и. Если реакция обратима, те. может протекать как в прямом, так и в обратном направлениях, го с течением Времени скорость обратной реакц-и будет возрастать, так как увеличиваются концентрации, продуктов реакц-и. Когда скорости прямой и обратной реакций становятся одинаковыми, наступает состояние химического, равновесия и дальнейшего изменения конц-ций участвующих в реакц-и в-в не происходит.В случае обратимой хим-кой реакц-и А+ВуC+D зависимость скоростей прямой (vа.) и обратной (vЯ) реакций от конц-ций реагир-щих в-в выражается соотношениями:vа=kа [A][B]; vЯ= kЯ [C][D] В состоянии химического равновесия v-->=vЯ те k-->[A][В]=kЯ [C][D] kа/kЯ=[C][D]/ [A][В]=K-константа равновесия реакц-и Концентрации, входящие в выражение константы равновесия, называются равновесными концентр-ми. Константа равновесия- постоянная при данной температуре величина, выражающая соотношение между равновесными концентр-ми продуктов реакц-и (числитель) и исходных в-в (знаменатель). Чем больше константа равновесия, тем «глубже» протекает реакция, те. тем больше выход ее продуктов. В хим-кой термодинамике доказывается, что для общего случая хим-кой реакц-и А+В+.уC+D+. справедливо аналогичное выражение для константы равновесия реакц-и: K=[C][D]+./ [A][В]+. В выражение константы равновесия гетерогенной реакц-и, как и в выражение закона действия масс, входят только концентрации в-в, находящихся в жидкой или газообразной фазе, так как концентрации твердых в-в остаются, как правило, постоянными. Катализатор не влияет на значение константы равновесия, поскольку он одинаково снижает энергию активации прямой и обратной реакций и поэтому одинаково изменяет скорости прямой и обратной реакций. Катализатор лишь ускоряет достижение равновесия, но не влияет на количественный выход продуктов реакц-и.

Aг+2Bг=Cг [A]=1моль/л[B]=2[C]=3 K=[C]/[A][B]2=3/4

19. Принцип Ле-Шателье.+

При изменении условий протекания реакц-и (тем пературы, давления, концентрации какого-либо из участвующих в реакц-и в-в) скорости прямого я обратного процессов изменяются неодинаково, и хими ческое равновесие нарушается. В результате преимущественного протекания реакц-и в одном из возможны направлений устанавливается состояние нового химического равновесия, отличающееся от исходного. Процес перехода от одного равновесного состояния к новом равновесию называется смещением химического раем весия. Направление этого смещения подчиняемся принципу ЛеШателье:Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать какое-либо воздействие, то равновесие сместится в таком направлению, что оказанное воздействие будет ослаблено.Так, повышение темп-ры приводит к смещение равновесия в направлении реакц-и, сопровождающейся поглощением теплоты, те. охлаждением системы; павышение давления вызывает смещение равновесия направлении уменьшения общего числа молей газообразных в-в, те. в направлении, приводящем к по нижению давления; удаление из системы одного из продуктов реакц-и ведет к смещению равновесия в сторону прямой реакц-и; уменьшение концентрации одного иэ исходных в-в приводит к сдвигу равновесия в направлении обратной реакц-и. СОг+СlгуСОС12г T-const/Pув/Vум

Протекание реакц-и в прямом направлении приводит к уменьшению общего числа молей газов, те. к уменьшению давления в системе. согласно принципу Ле Шателье, повышение давления вызывает смещение равновесия в сторону прямой реакц-и.

Константа равновесия Кт хим-кой реакции связана со стандартным изменением энергии Гиббса этой реакции:

Δ0GT=-2,3RTlgKT при 298 К Δ0G298=-5,69RlgK298 Δ0GT кДж/моль отриц-й знак Δ0GT возможен если lgK>0 K> 1, ”+”если lgK<0,K< 1. при “-“ значениях Δ0GT равновесие смещено ва(выход продуктов реакции велик)”+”Δ0GT равновесие смещено вЯ (выход продуктов мал). знак AG° указывает на возможность или невозможность протекания реакции только в стандартных условиях, когда все реагирующие в-ва находятся в стандартных состояниях. В общем же случае возможность или невозможность протекания реакции определяется знаком ΔG.

20. Физические химические свойства воды. Диаграмма состояния воды.

H2O-имеет угловое строение, атом O2 находится в сост. sp3-гибр-ции,валентный угол 104.30.H2O-полярные мол-лы. дипольный момент=1.84Д.Плотность H2O при переходе из тв в жидкое сост-е увел плотность(max 40C)Имеет высокую теплоёмкость С=4.18 Дж/грK.Медленно остывает и нагревается(термолегулятор).3 агр сост H2Oкр-H2Oж-H2Oг.Переход от одного агр сост в другое с одинаковым составом- фазовое равновесие.Правило фаз

C+Ф=K+2 сумма степеней свобод=числу аз больше числа компонентов на 2.K-часть с-мы которая явл-ся хим.однородным в-в и может быть выделена из сис-мы K=1однаK=2двух компон с-ма /Ф-часть с-мы обл-я определ-тью сос-ва структуры сост-я.С-число степеней свободы равновесной сис-мы которые можно произвольноменять не изменяя число фаз и их сос-вы.Для обл (AOB-тв OBC-ж COA-г Ф=1 С=3-1=2) (OA-тв_г OCг_ж OBт_ж Ф=2 С=3-2=1) (тчк О ТВ_ж_г Ф=3 С=0) Система-совокупность всех в-в приним-х участие в хим-ком равновесии. H2O-содержит примиси биолог-кие,химические,механические

В зависимости от кол-ва хим.примисей различают времен.и пост.жёсткость Ca(HCO3)2tаCaCO3+H2O+CO2-врем

кипячение, CaCl2,MgSO4-пост.только хим.путём

21. Законы Рауля и Вант-Гоффа для растворов неэлектролитов.

Разбавленные растворы неэлектролитов обладают рядом свойств (коллигативные свойства), количественное выражение которых зависит только от числа находящихся в растворе частиц растворенного в-ва и от количества раств-ля. Некоторые коллигативные свойства растворов используются для определений молекулярной массы растворенного в-ва. Зависимость этих свойств от концентрации выражается уравнениями:

1. Понижение давления пара раств-ля над раствором, Δр (з а к о н Р а у л я) p1=N1p0; Δp=po-p1=N2p0=p0n2/n1+n2 р-парциальное давление насыщенного пара раств-ля над раствором; Ро-давление насыщенного пара над чистым растворителем; N1- мольная доля раств-ля; N2-мольная доли растворенного в-ва; n1-количество раств-ля n2-количество растворенного в-ва.

2. Понижение темп-ры кристаллизации раст-ра, Δtкрист=Km К-криоскопическая постоянная раств-ля; m- мо-ляльная концентрация растворенного в-ва

3. Повышение темп-ры кипения раствора,

Δtкип=Еm Е - эбуллиоскопическая постоянная раств-ля.

4. Осмотическое давление, Р=CмRT кПа См - молярная концентрация; R-8,31 Дж/(моль-1К-1); Т - температура, К.

Осмос-явл.односторонней диффузии. Закон Вантгоффа вел-на осмат давления разбавл. р-ра численно = тому давлению которое производило бы данное кол-во раствор-го в-ва находясь в газообразном сост.и занимала обьём р-ра при данной t. У-е Менделеева-Клайперона PV=mBRT/MB|P= mBRT/MBV|π=CBRT|CB=mB/MBVр-ра м/л

22. Теория электролитической диссоциации. Степень и константа диссоциации. Сильные и слабые электро-ты

При растворении в воде или других раств-лях, состоящих из полярных молекул, электролиты подвергаются электролитической диссоциации, т. е. в большей или меньшей степени распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы - катионы и анионы. Электролиты, диссоциирующие в растворах не полностью, называются слабыми электролитами. В их растворах устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и продуктами их диссоциации- ионами.

СНзСООНуН++СНзСОO- K=[Н+][СНзСОO-]/[СНзСООН]

Степенью диссоциации электролита называется отношение числа молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе.

Для электролита АХаА++Х-, константа и степень диссоциации связаны coоотношением (закон разбавления Оствальда): K=а2См/(1-а) Сm-моляр конц-я электролита, моль/л. Если степень диссоциации значительно <единицы, то при приближенных вычислениях можно принять, что 1-а=1 Тогда К = а2См, а =(К/Сm)1/2

При разбавлении раствора (при уменьшении концентрации электролита См) степень диссоциации электролита возрастает. Для расчетов, связанных с диссоциацией кислот удобно показателем константы диссоциации рК, который определяется соотношением рК =-lgК с возрастанием К, (увеличением силы к-ты), значение рKуменьшаетсяследовательно, чем больше рK, тем слабее кислоты. При введении в раствор слабого электролита одноименных ионов равновесие диссоциации нарушается и смещается в направлении образования недиссоциированных молекул, так что степень диссоциации электролита уменьшается. СНзСООНуH++CH3COO- сместится влево. В растворах многоосновных кислот, а также оснований, содержащих несколько гидроксильных групп, устанавливаются ступенчатые равновесия,отвечающие последовательным стадиям диссоциации. K1>>K2>>K3

Н3Р04уН++Н2Р04- //Н2Р04-уН++НР04-2//НР04-2уН++Р04-3

Электролиты,практически полностью диссоциирующие в водных раств-х,называются сильными электролитами. К сильным электролитам относятся: большинство солей,

В растворах сильных электролитов концентрация ионов довольно велика, так что силы межионного взаимодействия заметно проявляются даже при малой концентрации электролита. В результате ионы оказываются не вполне свободными в своем движении, и все Свойства электролита, зависящие от числа ионов, про являются слабее, чем следовало бы ожидать при полной диссоциации электролита на не взаимодействующие между собой ионы. Поэтому для описания состояния ионов в растворе пользуются, наряду с концентрацией ионов, их активностью. Активность иона связана с его молекулярной концентрацией в растворе:α=fCm f-коэффициент активности иона

23.Кажущая степень диссоциации. Изотонический коэффициент. Законы Рауля и Вант-Гоффа для растворов элект-в. Ионное произведение воды. рН раст-ов.

Если в результате диссоциации общее число частиц в растворе электролита возросло в i раз по сравнению с числом его молекул, то это должно быть учтено при расчете осмотического давления и других коллигатив-ных свойств. Формула для вычисления понижения давления Ар пара раств-ля приобретает в этом случае следующий видΔр (з а к о н Р а у л я)

Δp=ip0n2/n1+n2 ро-давление насыщенного пара над чистым растворителем; n2-количество растворенного в-ва;n1-количество в-ва раств-ля; i - изотонический коэффициент или коэффициент Вант-Гоффа.

2. Понижение темп-ры кристаллизации раст-ра,

Δtкрист=iKm К-криоскопическая постоянная раств-ля; m- мо-ляльная концентрация растворенного в-ва

3. Повышение темп-ры кипения раствора,

Δtкип=iЕm Е - эбуллиоскопическая постоянная раств-ля.

4. Осмотическое давление,

Р=iCмRT кПа См - молярная концентрация; R-8,31 Дж/(моль-1К-1); Т - температура, К.

Здесь См-молярная концентрация электролита, моль/л; R-8,31 Дж-моль-1К-1; Т-абсолютная тем-ра, К.

Изотонический коэффициент i может быть вычислен как

i=Δp/Δpвыч=Δtкрист/Δtкрист выч=Δtкип/Δtкип выч = Р/Рвыч

выч-без учёта диссоц э-та.i связан со степенью диссоциации электролита а соотношением: i=1+а(k-1) или

а=(i-1)/(k-1) k-число ионов, на которые pa-спадается при диссоциации молекула электролита КС1 k=2,|ВаС12 k=3

а выражает кажущуюся степень диссоциации, поскольку в растворах сильные электролиты диссоциированы пол-ностью. Наблюдаемое отличие кажущейся степени диссоциации от единицы связано с межионными взаимодействиями в растворе.

/Вода, будучи очень слабым электролитом, в незначительной степени диссоциирует, образуя ионы водорода и гидроксид-ионы:Н2ОуН++ОН- Этому процессу соответствует константа диссоциации K=[Н+][ОН-]/[Н2О]

Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то равновесная концентрация недиссоциированных молекул воды [Н2О]=общей концентрации воды,1000/18 = 55,55 моль/л. В разбавленных водных растворах концентрацию можно считать постоянной величиной. Тогда

K[Н2О]=[Н+][ОН-]=KH2O Константа KH2O,= произведению конц-ций ионов Н+ и ОН-, представляет собой постоянную при данной температуре величину и называется ионным произведением воды. В чистой воде концентрации ионов водорода и гид-роксид-ионов одинаковы и при 25 °С составляют 10-7моль/л.=>KH2O=10-14(при 25°С)Поскольку диссоциация воды - эндотермиче-йшй процесс, то с ростом темп-ры она усиливается, и значение KH2O возрастает. Растворы, в которых концентрации ионов водорода в гидроксид-ионов одинаковы, называются нейтральными растворами.при25°С в нейтральном растворе[Н+]+[ОН-]=10-7 моль/л.Вместо конц-ций ионов Н+ и ОН- удобнее пользоваться их десятичными логарифмами, взятыми с обратным знаком; водородный и гидроксильный показатель

pH=-lg[H+]; pOH=-lg[QH-]

Логарифмируя KH2O, получим: рН+рОН=14

При 25°С рН+рОН=14. При этой температуре в нейтральных растворах рН=7, в кислых рН<7, в щелочных рН> 7.

24.Произведение растворимости.+

В насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита устанавливается равновесие между осадком (твердой фазой) электролита и ионами электролита в растворе, BaS04=Ba+2+S04-2 в растворах электролитов состояние ионов определяется их активностями, то константа равновесия K= αBA+2+αso4-2/αBaSO4

Знаменатель этой дроби величина постоянная, =>произведение KBaSO4 является при данной температуре константой. => произведение активностей ионов Ва+2 и SO2-2 также представляет собой постоянную величину, называемую произведением, растворимости и обозначаемую ПР: αBA+2+αso4-2=Пр

Произведение активностей ионов малорастворимого электролита, содержащихся в его насыщенном растворе (произведение растворимости), есть величина постоянная при данной температуре.

Если электролит очень мало растворим, то ионная сила его насыщенного раствора близка к нулю, а коэффициенты активности ионов мало отличаются от единицы. В подобных случаях произведение активностей ионов в выражении для ПР можно заменить произведением их конц-ций. Так, ионная сила насыщенного раствора BaSO4 имеет порядок 10-5 и произведение растворимости BaSO4 может быть записано в следующей форме:

ПрBaSO4=[Ва+2][So4-2] ПРСа3PO4= [Са2+]3[PO4-3]2; При увеличении концентрации одного из ионов электролита в его насыщенном растворе произведение конц-ций ионов электролита становится больше ПР. При этом равновесие между тверд фазой и раствором смещается в сторону образования осадка. Таким образом, условием образования осадка является превышение произведения конц-ций ионов малорастворимого электролита над его произведением растворимости. В результате образованид.осадка, концентрация другого осадка конц-ция другого иона вход-го в состав электролита, тоже изменяется. Устанавливается новое равновесие. при котором ПР концентрации ионов электролита вновь становится равным ПР. Напротив, если в насыщенном растворе электролита уменьшить концентрацию одного из ионов (например, связав, его каким-либо другим ионом), произведение конц-ций ионов будет меньше значения ПР, раствор станет ненасыщенным, а равновесие между жидкой фазой и осадком сместится в сторону растворения осадка.=> растворение осадка малорастворимого электролита происходит при условии, что произведение конц-ций его ионов меньше значения ПР.

25.Ионно-молекулярные уравнения. Основные случаи гидролиза одно- и многозарядных ионов.

В обменных реакциях, протекающих в растворах электролитов, наряду с недиссоциированными молекулами слабых электролитов, твердыми в-вами и газами участвуют также находящиеся в растворе ионы. Поэтому сущность протекающих процессов наиболее полно выражается при записи их в форме ионно-молекуляр-ных уравнений, В таких уравнениях слабые электролиты, малорастворимые соединения и газы записываются в молекулярной форме, а находящиеся в растворе сильные электролиты в виде составляющих их ионов/ сильных кислоты+ сильные основания НСlO4+NaOHуNaC1O4+Н2О

2HNO3+Са(ОН)2 уCa(NO3)2 +2Н2О

выражаются одним и тем же ионно-молекулярным уравнением Н++ОН-уH2O из которого следует, что сущность этих процессов сводится к образованию из ионов водорода и гидроксид ионов малодиссоциированного электролита - воды. Аналогично уравнения реакций

ВаС12+H2S04-BaSO4+2HC1

Ba(NO3)2+Na2S04=BaSO4+ 2NaNO3

выражают одни и тот же процесс образования из ионов Ва2+ и SO4-2 осадка малорастворимого электролита сульфата бария Ва2++SO4-2уBaSO4

Обменные реакции в растворах электролитое протекают в направлении связывания ионов, приводящего к образованию малорастворимых в-в (осадка или газов) или молекул слабых электролитов.

когда малорастворимые в-ва имеются как среди исходных в-в, так и среди продуктов реакции, равновесие смещается в сторону образования наименее растворимых, при нейтрализации слабой кислоты сильным основанием

СНзСООН+КОН=СНзСООК+Н2О

при нейтрализации слабого основания сильной кислото

Zn(OH)2 + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + 2Н2О

равновесие будет сильно смещено вправо — в сторону образования более слабого электролита воды.

При растворении в воде соли, в состав которой входит анион слабой кислоты или катион слабого основания, протекает процесс гидролиза-обменного взаимодействия соли с водой, в результате которого образуется слабая кислота или слабое основание.

1> соль образована слабой кислотой и сильным основанием, то в результате гидролиза в растворе образуются гидроксид-ионы и он приобретает щелочную реакцию:

KCN+Н2О=HCN+КОН+HCN|CN-+HOHуHCN+OH- pH>7

гидролизу подвергается анион соли.чем слабее к-та анион которой гид-ся тем сильнее гидролиз

2> сильной кислотой и слабым основанием, гидролизу подвергается катион соли; pH<7

NH4Cl+HOHуNH4OH+HCI|NH4++HOHуNH4++OH-+H+

чем слабее основной канион которой гид-ся и больше разбовление тем сильнее гидролиз

3> слабой кислотой и слабым основанием, гидролизу подвергаются как катион, так и анион соли;

NH4CN+HOHу NH4OH+HCN| NH4++CN-+HOHу NH4++OH-+H++CN-pH=7

чем слабее к-та и основной канион которой гид-ся и больше разбовление тем сильнее гидролиз.

4> сильной кислотой и сильным основанием, не гидролизуются, так как в этом случае обратная гидролизу реакция, нейтрализации практически необратима, те протекает до конца.

NaCl+H2OуNa++OH-+H++Cl- HOHуH++OH- pH=7

26. Константа, степень и рН гидролиза.

Гидролиз соли, образованной слабой кислотой HA и сильным основанием, характеризуется константой гидролиза Кг=[OH-][HA]/[A-] КH2O-ионное произведение воды.

Чем слабее кислота(чем меньше константа ее диссоциации),тем больше константа гидролиза образованной ею соли.Аналогично для соли слабого основания МОН и сильной кислоты:Кг=[H+][MOH]/[M+] Кг тем больше, чем меньше Косн(чем слабее основание МОН).

Степенью гидролиза h называется доля электролита, подвергшаяся гидролизу. Она связана с константой гидролиза Кг уравнением: Кг=h2Cm/(1-h) часто h<<1=>Кг=h2Cm

h=(Кг/Cm)1/2 => при разбавлении раствора гидролизующейся соли степень ее гидролиза возрастает,

Гидролиз солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, протекает ступенчато, причем продуктами первых стадий гидролиза являются кислые соли

В зависимости от того анион или катион вступал в реак-ю

то на первай ступени гидролиза обр OH- или H+.Если обр OH- то PH>7. Если обр Если обр H+ то PH<7. Если не обр OH- и H+ PH=7.нейтр

NH4++HOHуNH4OH+H+ pH<7 кисл

CN-+HOHуHCN+OH- pH>7 щел

27. Степень окисления. Типичные окислители и восстановители. Реакции, в результате которых изменяются степени окисления

элементов, называются окислительно-восстановительными. Изменение степени окисления обусловлено присоединением или отдачей электронов.Степень окисления-это форм-й заряд который проявляет Эл-т в хим. соед-и считая все связи в этом соед-нии ионные.Степени окисления- совпадают с валентностью [H20,Zn0 степени окисления нейтр Эл-тов =0]

[O-2искл H2O-2,O+2F2.\H+искл Ca+2H-2гидр.металов]

Алгебраическая сумма степеней окисления молекул с учётом стехеометрических коэф=0[H+N+5O-23]

Процесс отдачи электронов-окисление [Me-neаMe+n] Me- вост-ль.

Процесс присоед-я электронов-востановл. [Ae+n+neаAe] Ae- ок-ль

Вост-ли 1.Ме,2H2 –но может быть окисл,3.соед-я.с мин. степ.окисл.[ H2S,NH3]4.бескисл к-ты (анионы)[HCl,HBr]5.гидриды CaH2

Ок-ли 1.кисл-досодерж к-ты [H2SO4,HNO3]2.не МЕ Фтор-сильный окисл-ль,Cl2,Br2,O2 3.соед с мах степ-ю окисл. [Fe+6,KMnO4,Ti+4]

Окислительно-восстановительные реакции имеют очень большое значение в биологических системах. Фотосинтез, дыхание, пищеварение — все это цепи окислительно-восстановительных реакций. В технике значение окисл-но-восстановительных реакций также очень велико. Так, вся металлургическая промышленность основана на окислительно-восстановительных процессах, в ходе которых металлы выделяются из природных соединений.<-- не полный!!!

28. Реакции окисления-восстановления. Метод электронного баланса. Молярные массы эквивалентов о-лей и в-лей... 8Al0(в-ль)+3HN+5O3(о-ль)+5KOHа8K[Al+3(OH)4]+3N-3H3 определяем степень окисл-я 8 | | Al-3eаAl+3 р-я окисления. 3 |24| N+5+8eаN+3 р-я востановления уравниваем все Эл-ты,можно добавить H20 в любую сторону. Количественно процесс отдачи или присоед-я э-в оценивают окисл-вост. потанциалом φ. φ-харктеризует работу затраченую на отрыв электронов от в-ва при переходе его из окисл-й ф-мы в востоновительную. Mэк(о-ль)=M(о-ль)/z [молярная масса/число присоед-ся эл-нов.] Mэк(в-ль)=M(в-ль)/z [молярная масса/число отданных эл-нов.] [Mэк(HNO3)= M(HNO3)/8 г/моль] m(о-ль)/Mэк(о-ль)= m(в-ль)/Mэк(в-ль)| Cэк(о-ль)ν(о-ль)= Cэк(в-ль)ν(в-ль)| 29. Направление протекания и константа равновесия окислительно-восстановительных реакций. При работе гальванического элемента электрохимии ческая система с более высоким значением электродного потенциала выступает в качестве окислителя, а с более низким — в качестве восстановителя. Как и при любых других самопроизвольно идущих процессах, реакция, протекающая в гальваническом элементе, сопровождается уменьшением энергии Гиббса. Но это означает, что при непосредственном взаимодействии реагирующих веществ реакция будет протекать в том же направлении. Таким образом, сопоставляя электродные потенциалы соответствующих систем, можно заранее определять направление, в котором будет протекать окислительно-восстановительная реакция.Направление протекания реакции определ по ΔG=-Am=-nFε F-число фарадея=96500Кл/моль ε=(φо-ль-φв-ль)Главный принцип протекания реак-и φо-ль>φв-ль ΔrG=-nF(φо-ль-φв-ль)=> ΔrG=-2.3RTlg10 |(φо-ль-φв-ль)=2.3RT K=nF(φо-ль-φв-ль)/2.3RT=10^n(φо-ль-φв-ль)/0.059- конс-та равес ОВР если подставить знач-я R=8.31Дж/мольК,F=96500Кл/моль

30. Электродный потенциал, его измерение, стандартный электродный потенциал. Разновидностью олисл-вост потанциалов является электродный потанциал который возникает на границе Ме/Меn+р-р Ме находится в равновесии ионов Ме МеаMen++ne Men++x(H2O)=Men+(H2O)x Men++x(H2O)=Men+(H2O)x+ne Znкр+Сu+2р-р=Cuкр+Zn+2р-рKc=[Zn+2]/[Cu+2]=1037 ZnаZn+2р-р+2e Kc=1019 Сu+2р-р+2eа Cuкр Kc=1018 Э-ны накапливаются на цинковом э-де и он отр-но заряжается.=>Это равновесие в зависимости от активности ме, от внешней среды может смещатся в- ту или иную сторону, но в любом случае на границе ме р-р возникает двойной элетр-кий слой.Потанциал возникает зат счет этого Эл-кого слоя.Обсолютное значение потанциала определить нельзя.На основании движущехся ионов опр электр-й потанциал φH+/1/2H2=0.Стандартный Электронный потанциал-это потанциал измеренный при стандартных условиях конц ионов ме 1 моль на л CMen+=1моль/л.Данный принцип используется для составления ГЭ 1 эл-т.водный раствор 2. Эл. Ме погружают в в р-р собственной соли и определяют ЭДС ГЭ,можно определить значение электродных потанциалов.Me|Men+р-р φH+/1/2H2=0 31. Ряд стандартных потенциалов металлических, электродов. Зависимость значения электродного потенциала от концентрации и Ph электролита. В зависимости от числовых значений Эл.Пот.их можно расположить в опр. последов-ти(ряд напряж-я Ме) Li,K,Na,Ca,Zn,Cr,Fe.. (φ<0)H2..Cu,Hg,Au,Ag(φ>)…=> можно зделать вывод,что любой ме слева вытесняет последующие Ме из р-ра соли этого Ме.[2Al+3FeCl2=3Fe+2AlCl3 Al+Fe+2=Fe+Al+2] любой ме слева вытесняет H2 из разбавленных кислот[Pb+H2SO4<>PbSO4\|/ ]Все Ме являются восстановителями Ме-ne=Men+ Их восстановительная активность убываета Окислит-ная ативность убываетЯ.Велечина электр-го пот-ла зависит от природы.. Условие Нернста φMen+/Me=φ0Men+/Me+(RT/nF)lnaMen+φ0Men+/Me–табл знач,т-число Эл-нов,F- число Фарадея a=fCB(активная концентр-я) для разбавл-х Эл-товf=1 a=CB φMen+/Me=φ0Men+/Me+(0,059/n)lnCMen+ φ0=φH+/(1/2H)-водородно электронный показатель.φH+/(1/2H)=0,059pH Щелочная среда pH=10 φH+/(1/2H)=-0,59 Нейтральная среда pH=7φH+/(1/2H)=0,42 Кислая среда pH=1 φH+/(1/2H)=-0,059.Вкислой среде потанциал увелич-ся а в щелочной ументшается.

32. Гальванические элементы (ГЭ), напряжение ГЭ. Гальванические э-ты-устройства окисл-вост р-ях простр-ный раздел которых приводит к возможности Электрического тока (-)Zn|Zn+2||Cu+2|Cu(+) Электрод на котором проходит процесс окисл. в основном более актив. ме.-анод [Zn-2e=Zn+2].Менее акт-й ме. катод он + заряжен на нем проходит процесс востановл.[Zn+Cu+2=Cu+Zn+2].Главный принцип работы ГЭ явл.пост напряжение ΔG=nFε ε-напряжение В ε=φкат-φанод На практике широко используются одноэлектролитные ГЭ[(-)Zn|H2SO4|Cu(+) на аноде n-2e=Zn+2 на кат 2H++2e=H2 Zn+2H++H2]По мере работы напряж. его падает, что обусловлено поляризацией электродов.

33. Аккумуляторы (щелочные и кислотные). Аккумуляторы-источники Эл-кой энергии многократного действия. Они относятся к обратимым гальваническим Эл-там.Аккумуляторы –состоят из батарей (ЭДС 2,1ВТ-мах). Акк.-бывают щелочные и кислотные.Как источники Эл-кой энергии они работают в режиме галв э-та.Для восстановления Акк-ра он работает в режиме зл-за т.е. зарядки. (-)K Pb-2e+SO4 2=PbSO4 (+)A PbO2+2e+4H++SO4-2= PbSO4+2H2O]. Pb+PbO3+2H2SO4=2 PbSO4+2H2O. (-)Pb| H2SO4|PbO2(+)

Зарядка (-)K Pb+2SO4+2e=Pb+SO4-2 (+)A Pb+2SO4+H2O-2e= PbO2+2H2O. Pb+PbO3+2H2SO4=2 PbSO4+4H++O2. 2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2 Качество Акк можно оценить по концентрации H2SO4! При зарядке выделяется H2 [2H++2e= H2 2H2O-4e=O2+4H+] H2 соед-ся с O2 и получается гремучая смесь!

34. Коррозия металлов. Виды коррозии. Химическая и электро-химическая: коррозия металлов. Металлы и их сплавы - приходя в соприкосновение с окружающей их средой (газообразной или жидкой), подвергаются с той или иной скоростью разрушению так как металлы вступают в окислительно-восстановительные реакции с веществами, находящимися в окружающей среде, и окисляются.

Самопроизвольное разрушение металлов(Δφ<0), происходящее под химическим воздействием окружающей среды, называется коррозией.Ме-л из свободного сост переходит в хим-ки связанное.

Ме-neаMen+(проц-с окисл)Ox+zeаOx-z(проц-с востан) Me+Ox=Men+Oxz-

Хим-я. коррозия окисл ме-ла под действием окр. среды в отсутствии э-та без Эл-го тока

К важнейшим случаям коррозии относятся коррозия в газе (газовая коррозия) и коррозия в растворах электролитов (электрохимическая коррозия-гетерогенный процесс в присутствии э-та). Коррозия в газах происходит при повышенных температурах, когда конденсация влаги на повёрхности металла невозможна. В результате газовой коррозии на поверхности металла образуются соответствующие соединений: оксиды, сульфиды и др. Газовую коррозию претерпевает металл, подвергаемый термической обработке. Коррозия металла, находящегося во влажной атмосфере, представляет собой электрохимическую коррозию. В результате электрохимической коррозии, окисление металла может приводить как к образованию нерастворимых продуктов (например, ржавчины), так и к переходу металла в раствор в виде ионов.

Растворенный кислород и ионы водорода — важнейшие окислители, вызывающие электрохимическую коррозию металлов.

Главный продукт хим коррозии образование оксидов ме-лов.Качество обр-ной оксидной плёнки оценивается с помощью фактора пилинга α=Vок-ля/Vме Vок-ля=Мок-ля/ρ-плотность Vмесм2/мольα=1,1-1,5 то оксидная плёнка сплошная α< 1 не сплошная α >1,6 рыхлая [-Fe|H2O,O2,CO2,SO3|Feз+[на А+ Fe-2e=Fe+2 на К- 2H++2e=H2 /2H2O+O2+4e=4OH- /O2+4H++4e=4H2O] если щелочная среда то 4OH--4e=H2O+O2] φо-ль>φв-ль=> сомопроизвольно коррозируют почти все металлы. 35. Показатели коррозии (.весовой, объемный и глубинный). Методы зашиты металлов от коррозии. Количественно процесс коррозии можно оценить: Весовой показатель Km=Δm/Sτ (г/м2час) Δm-масса ме-ла преврат-ся в продукт коррозии. S-площадь τ-время коррозии. Обьёмный показатель- Kv=V/Sτ V-обьём газа м2.S- обьём газа выделивш-ся при коррозии. Глубинный показатель-П=δ/τ δ-глубина проникновения коррозии мм П= Km8760/ρ1000 ρ-г/см3.8760-число часов в году. Весовой и Обьёмный показатель можно связать m/Mэк(ме)=Kv/Vэк(газа)| Mэк(ме)=Mme/z г/моль | Для защиты от электрохимической коррозии применяются следующие методы: 1)применение химически стойких сплавов-- При коррозии металла, содержащего включения другого металла, могут наблюдаться, в зависимости от размеров включений, два различные случая. Включения инородного металла очень малы. Такие включения практически не изменяют величину потенциала основного металла в данном растворе..Включения инородного металла не столь малы. Если металл включения имеет больший потенциал, чем основной металл, то последний поляризуется анодно и скорость его коррозии возрастает.[Al содержащий включения Fe корродирует быстрее, чем Al высокой чистоты] Скорость коррозии металла повышается также при включении в него неметаллических примесей, потенциал которых выше потенциала основного металла.[включения оксидов или шлаков а стали снижают ее коррозионную стойкость] Примеси, находящиеся в окружающей среде, могут адсорбироваться на поверхности металла и также каталитически влиять на скорость коррозии

2) защита поверхности металла покрытиями-- В качестве металлов для покрытия обычно применяют металлы, образующие на своей поверхности пленки. К неметаллическим относятся покрытия лаками, красками, эмалями. Покрытия, создаваемые химической или электрохимической обработкой металла, представляют собой защидные или солевые пленки. Метод обработки внешней среды пригоден если защищаемое изделие эксплуатируется в ограниченном объеме жидкости. (удалении из раствора, в котором эксплуатируется защищаемая деталь, растворенного кислорода (деаэрация) или в добавлении к этому раствору веществ, замедляющих коррозию,-ингибиторов. В зависимости от природы металла и раствора применяются различные ингибиторы: нитрит натрия, хромат и бихромат калия, фосфаты натрия и другие. Покрытия, применяемые для защиты металлов, подразделяются на металлические, неметаллические и образованные в результате химической или электрохимической обработки поверхности металла. Защитное действие некоторых металлов обусловлено образованием на их поверхности весьма тонкой, но прочной оксидной пленки, препятствующей взаимодействию металла с окружающей средой

3) обработка коррозионной среды-- Заключается в устранении каррозионно активных в-в(О2,примеси) /Деэрация /O2+Na2SO4=Na2SO4/O2+NaNO2=NaNO3/Ширроко используется применение ингибиторов-это в-ва при добовлении которых в среду уменьшается скорость коррозии.Их роль заключается в блокировке анодных и катодных процессов.К анодным ингибиорам-(KNO3)К катодным орг. в-ва 4) электрохимические методы-- К электрохимическим методам защиты металлов относятся катодная защита и метод протекторов. При катодной защите защищаемая конструкция или деталь присоединяется к отрицательному полюсу источника электрической энергии и становится катодом. В качестве анодов используются куски железа. При надлежащей силе тока в цепи~ на защищаемом изделии происходит восстановление окислителя, процесс же окисления претерпевает вещество анода

36. Электролиз растворов и расплавов. 37. Последовательность электродных процессов на аноде и катоде при электролизе растворов. Схемы электролиза растворов и расплавов с инертными электродами и растворимым анодом. Электролизом называется совокупность процессов, протекающих при прохождении постоянного электрического тока через систему, состоящую из двух электродов и расплава или раствора электролита.Электрод, на котором при электролизе происходит восстановление, называется катодом, а электрод, на котором осуществляется процесс окисления-анодом. Если система, в которой проводят электролиз, содержит различные окислители, то на катоде будет восстанавливаться наиболее активный из них.При Эл-зе также выдел-ся мол-лы воды.Из нескольких возможных окисл-вост. процессов на катоде и аноде идет процесс с меньший затратой энергии.Процесс э-за записв в виде схем NaClаNa++Cl- K(-)Na++e=Na A(+)2Cl—2e =Cl2 Рассмотрим случаи когда: Эл-дный потенциал процесса востан-я φ0меn+/ме>0 то Men+ne = Me Восстанав-ся только ионы ме. Men+ φ0меn+/ме=0...-1,4В Men++ne=Me 2H2O+2e=H2+2OH- Одновременно восстанавливаются ионы металла Men+ и мол-лы H2O φ0меn+/ме<1,4В 2Н2О+2е=H2+20H- Восстанав-ся только мол-лы Н2О Электродный потенциал процесса окисл-я

Инертный анод φ0An-/A<+1,5В An—-ne=A Окисл-ся только анионы бескислородных кислот φ0An-/A >+1,5В 2H2O-4e=O2+4H+ Окисляются только молек. воды или ОН—ионы.Анионы кисл-содерж-х кис-т неокисл-я Растворимый метал-й анод Me-ne=Me+nОкисл-ся только ме-л анода [CuSO4аCu+2+SO4-2 K(-)Cu+2+2e=Cu H2O A(+)SO4-2 2H2OаO2+4H+]

38. Законы Фарадея. Выход по току. Количественная характеристика процессов электролиза определяется законами, установленными Фарадеем.При Эл-зе разложение хим-х соед-й равное кол-во Электр-ва выделяется на электродах массы в-в пропорц-ны молярным массам их эквивал-ов nэк(анод)=nэк(катод) q=It I-сила тока А t-время сек закон Фарадея Массы в-ва выдел-ся на Эл-дах или разлагающихся при эл-зе,пропорц-ны кол-ву прошедшего через элект-т электричества mтеор=MэкIt/F V=VMэкIt/F (Vo2=5.6,VСl2=VH2=11.2л/моль) m-масса образовавшегося или подвергшегося превращению вещества; Мэк-его эквивалентная масса г/моль; I- сила тока А;t-время сек; F-постоянная Фарадея (96500 Кл/моль), [I= 2,5 А, проходя через раствор электролита, за t=30 мин выделяет из раствора 2,77 г металла. Мэк-? Мэк = mFI(It) = 2,77 • 96500/(2,5 • 1800) = 59,4 г/моль. Так как прит э-зе на рядус основными процессами дополнительные процессы(..Cl2+H2O=HCl+HClO) то вводится понятие выход по току-это отношение фактич-й к массе практич-й выдел-ся в-ва Вт=мфакт/мпракт*100%= qфакт/qпракт*100% 39. Общие свойства металлов. Взаимодействие металлов с водой, кислотами и щелочами. Me-востановители Ме-ne=Men+т.е.число электронов на внешнем уровне Эл-я оболочки 1-2(4-мах).У некоторох Ме наблюдается переход эл-нов с их орбиты на ближнею орбиту(они имеют переменную степень окисления) Ме имеют низкие значения энергии необходимой для отрыва э-на.Для Ме характерны низкие значенияэлектроотрецательности-способность Эл-та притягивать Эл-ны. Ме можно разделить на легкие,тяжелые,цветные. Ме+[O2,галогены,S,C]аоксиды, карбиды,сульфиды,галнды.От индивидуальности Ме,от внешних условий эти реакции протекают по разному чем акт-е Ме тем больше разница в электроотр Ме и Окисл ΔЕ=EOме-EOокисл тем более активней протекает реа-ция.С водой реагируют только Ме гидроксиды которых растворимы в воде и имеют отр-ное значение Электр-го потан-ла.2Na+2H2O=2NaOH+H2 2Fe+3H2O=Fe2O3 +3H2.Со щелочами ме гидрооксиды которых растворимы в щелочах. Zn(OH)2+2NaOH=Na2[Zn(OH)4]. 1.Ме+HNO3концасоль ме.+оксид азота+Н2O

N2O-акт.ме(Li-Zn)φ<-0,76В

NO-ме.ср.акт.(Сr-РЬ)-0,76В<φ<-0,13В

NO2-слаб.ме.(после H)φ>0.

2.Неме.+HNO3конца к-та(н.п.в.с.о.)+NO2+(Н2O)

ВаНзВ+3O3;PаH3P+5O4;SаH2S+6O4;SeаH2Se+6O4;

SiаH2Si+4O3;CаH2C+4O3;AsаH3As+5O4

3.Ме.+H2SO4концасоль ме.+оксид серы+Н2O

H2S -акт.ме(Li-Zn)φ<-0,76В

SO2-ме.ср.акт.(Сr-РЬ)-0,76В<φ<-0,13В

NO2-слаб.ме.(после H)φ>0.

4.Неме.+H2SO4концак-та(н.п.в.с.о.)+SO2+(H2O)

40. Способы получения металлов. Пиро- и гидрометаллургические процессы. В свободном состоянии Ме встречаются крайне редко т.к. они термоденамически нестабильны(искл Pt,Ag,метеор.железо).Ме встречаются в виде соединений:Оксиды MexOy,галогены MeClx, MeBrx, MeIx,сульфиды MexSy, фосфаты Mex(PO4)y, нитраты Me(NO3)y, силикаты Mex(SiO3)y, корбонаты Mex(CO3)y, сульфаты Mex(SO4)y, некоторые минералы.Руда-это такое соединение получение из которого Ме целесообразно.Все виды получения Ме сводится к виду Меn++ne=Me. Пирометаллургия MexOy+[Zn,Mg,Al,CO,C,H2]tаMen++…C и Co используются для получ молоакт Ме CuO+Ct=Cu+CO Fe2O3+Ct=Fe+Co (Fe3C).Металотермия Fe2O3+2Altа Al2O3+2Fe (аллюминотермия) Mo+3H2=Mo+3H2O ГидромиталургияMexOy+[к-ты,щел-чи,NH4OH,циан.мет]tаMen+р-р+. Men+р-рподвергают Эл-зу.Реакции цементации вытеснение Ме более акт. Ме [Ag(CN2)]+Zn=[Zn(CN)4]-2+2Ag Электрометаллургияпри э-зе солей щелочей можно получить любой Ме.При нейтрализации р-ров солей важно получить только Ме который который в ряду напряжения стоит после Al a)рафинирование-очистка-в основе э-з с растворимым анодом[CuSO4аCu+2+SO42- K(-)Cu+2+2eаCu(чистый). A(+)Cu-2e=Cu+2(грязный)] б)транспортные реакции- в основе лежит термическое разложение промежуточных соед-ний а)йодный методTi+I2100Cа[ Ti+I2]р-р300CаTi(чистый)+I2 б)карбонильный методFe+COа[Fe(CO)5]аFe(чистый)+5CO

Дата добавления: 2015-08-29; просмотров: 57 | Нарушение авторских прав

<== предыдущая лекция	\|	следующая лекция ==>
Общие географические сведения.	\|	1. Понятие дипломатии и дипломатической службы.

mybiblioteka.su - 2015-2024 год. (0.067 сек.)