1. Закон сохранения массы-энергии. Закон Авогадро. Атомные и молярные массы. Моль Масса всех веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции. Закон сохранения массы является частным случаем общего закона природы - закона сохранения энергии, который утверждает, что энергия изолированной системы постоянна. Энергия- это мера движения и взаимодействия различных видов материи. При любых процессах в изолированной системе энергия не производится и не уничтожается, она может только переходить из одной формы в другую. 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). | 4. Кислоты и основания. Классификация. Свойства. Номенклатура Основания - химические соединения, которые в растворе диссо- циируют с образованием гидроксид ионов (ОН"). Название оснований состоит из слова "гидроксид" плюс название металла в родительном падеже. Если металл проявляет переменную степень окисления, то в скобках после названия металла указывается степень его окисления. Число гидроксид ионов определяет кислотность основания: NaOH - гидроксид натрия (однокислотное основание); Мп(ОН)3 - гидроксид марганца (III) (трехкислотное основание); Fe(OH)2 - гидроксид железа (II) (двухкислотные основания); NH4OH - гидроксид аммония. Основания: · Растворимые (шелочи) LiOH, NaOH · Труднорастворимые (Cr(OH)3,) · По количеству ОН групп ü Однокислотные (NaOH, KOH) ü Двухкислотные (Ca(OH)2, Ba(OH)2) ü Трехкислотные (Al(OH)3) Свойства оснований 1. В водных растворах основания диссоциируют, что изменяет ионное равновесие 2. При взаимодействии с кислотой происходит реакция нейтрализации и образуется соль и вода КОН +НС1 = КС1 + н2о; Примечание: реакция не идёт, если и кислота и основание слабые. 3. При избытке кислоты или основания реакция нейтрализации идёт не до конца и образуются кислые или осно́вные соли, соответственно: 4. Основания реагируют с кислотными или амфотерными оксидами с образованием солей Са(ОН)2 + С02 = СаС03| + Н20; 5. Основания вступают в обменные реакции (реагируют с растворами солей): 2NaOH + CuS04 = Cu(OH)2| + Na2S04: 6. Слабые и нерастворимые основания при нагреве разлагаются на оксид и воду Cu(0H)2 = Cu0 + H20; 7. Некоторые основания (Cu(I), Ag, Au(I)) разлагаются уже при комнатной температуре. Основания щелочных металлов (кроме лития) при нагревании плавятся, расплавы являются электролитами. Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2Zn02 + 2H20; Zn(OH)2 + 2HC1 = ZnCl2 + 2H20 Zn(OH>2+2NaOH= Na2[Zn(OH)4].
Кислоты- химические соединения, содержащие атомы водорода, способные замещаться атомами металлов. С позиций теории электролитической диссоциации к кислотам относятся вещества, способные диссоциировать в растворе с образованием ионов водорода (ГТ). Название кислот производят от названия элементов, которые ихобразовали. В случае бескислородных кислот к названию элемента добавляют слово "водородная". НС1 - хлороводородная, H2S - серо- водородная, HCN - циановодородная. Если элемент образует две кислородсодержащие кислоты (H2SO4 и H2SO3), т о их названия отличаются окончанием: (н)ая и - (н)истая. Первое соответствует кислотам, в которых элемент, образовавший кислоту, находится в высшей степени окисления, второе соответствует кислотам, в которых элемент находится в промежуточной степени окисления (НЫ+50з - азотная, HN+302 - азотистая). Количество атомов водорода, которые способны замещаться на атомы металла, определяет основность кислоты (НС1 - одноосновная, H2SO4 - двухосновная, Н3РО4 - трехосновная). Кислоты: · Бескислородные (HCl, HJ (йодоводородная) HBr (бромводородная) · Кислородосодержащие (HNO3(азотная) · Сильные (HCl) · Слабые (H2CO3) · По количеству Н ионов ü Одноосновные (HCl) ü Двухосновные (H2S) ü Трехосновные (H3PO4) СВОЙСТВА КИСЛОТ 1. Взаимодействие со щелочами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации): НС1 + NaOH = NaCl + Н20; H2S04 + 2КОН = K2SO4 + 2Н20 2. Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют его из раствора кислоты (кроме азотной кислоты любой концентрации и концентрированной серной кислоты), если образующаяся соль растворима: 2НС1 + Zn = ZnCI2 + H2 |; 3. Взаимодействие с оксидами с образованием соли и воды: 2НС1 + BaO = BaCI2 + Н20; H2S04 + CuO = C11SO4 + H2 0; H2S04 + K2Si03 = H2Si03 j + K2S04 | 5. Соли. Классификация. Свойства. Номенклатура Соли - сложные вещества, которые являются продуктами полного или частичного замещения ионов водорода кислоты ионами металла или гидроксид ионов основания кислотными остатками. Одним из способов получения солей является взаимодействие кислот и оснований. Номенклатура: Название соли отражает название металла и латинское название кислотного остатка. Латинское название кислоты и кислотного остатка происходит обычно от латинского названия элемента, образующего кислоту. При этом название соли бескислородной кислоты имеет окончание - ид, а кислотосодержащий ки- слоты - ат в случае высшей степени окисления кислотообразующе- го элемента и в случае более низкой его степени окисления -ит. Так, соли хлороводородной кислоты называются хлориды, серово- дородной - сульфиды, серной - сульфаты и сернистой - сульфиты. Для солей образованных металлами с переменной степенью окисления, степень окисления металла указывают в скобках, как в оксидах или в основаниях. Название кислой соли имеет при- ставку гидро-, указывающую на наличие незамещенных атомов водорода; если таких незамещенных атомов два или больше, то их число обозначается греческими числительными (ди-, три- и т.д.). Соли: Средние (полное замезение Н на ион металла Na2SO4-сульфат натрия), основные (Неполное замещение ОН в основании на кислотный остаток CuOHCl- хлорид гидроксомеди (II), кислые (Неполное замещение Н в кислоте на ионы металла KHSO3- гидросульфат калия) Свойства: 1. Соли взаимодействуют с кислотами и основаниями, если в результате реакции получается продукт, который выходит из сферы реакции (осадок, газ, мало диссоциирующие вещества, например, вода или другие оксиды): CuS04 + 2 NaOH = Cu(OH)2 j+ Na2S04; Fe(N03)2 + H2S = FeS j + 2HN03; KHSO4 + к о н = K2SO4 + Н 2о; 2. Соли взаимодействуют с металлами, если свободный металл находится левее металла в составе соли в электрохимическом ряде активности металлов Hg(N03)2 + Zn = Zn(N03)2 + Hg; 3. Соли взаимодействуют между собой, если продукт реакции выходит из сферы реакции (образуется газ, осадок или вода); в том числе эти реакции могут проходить с изменениемстепеней окисления атомов реагентов: CaCl2 + Na2C03 = CaC03 | + 2NaCl; KHS04+ BaCl2 = BaS04 | + KC1 + HC1, 4. Некоторые соли разлагаются при нагревании:
| 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 процесс 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. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
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 - бинарные соединения элементов с кислородом. Об- щая формула оксидов ЭхОу. Название оксидов состоит из слова «оксид» плюс название элемента в родительном падеже единственного числа. Если элемент проявляет переменную степень окисления, то в скобках дополнительно указывают степени окисления элемента: S02 и S03 соответственно оксиды серы (IV) и (VI). Часто используют и другие наименования оксидов по числу атомов кислорода: если оксид содержит только один атом кислорода, то его называют монооксидом или моноокисью, если два — диоксидом или двуокисью, если три — то триоксидом или триокисью и т. д. Например: монооксид углерода CO, диоксид углерода СО2, триоксид серы SO3. Также распространены исторически сложившиеся (тривиальные) названия оксидов, например угарный газ CO, серный ангидрид SO3 и т. д. Оксиды: · Несолеобразующие (безразличные) (NO, CO, SiO, N2O) · Солеобразующие: üОсновные (Li20- оксид лития, MgO, MnО(оксид марганца II) üКислотные (B2O3 (оксид бора), CO2 (оксид углерода IV, CrO3 Оксид хрома VI) üАмфотерные (BeO, Al2O3, Cr2O3осид хрома III, SnO (оксид олова II) Основные оксиды 1. Основный оксид + cильная кислота → соль + вода
2. Сильноосновный оксид + вода → щелочь
3. Сильноосновный оксид + кислотный оксид → соль
4. Основный оксид + водород → металл + вода
Примечание: металл менее активный, чем алюминий. Кислотные оксиды 1. Кислотный оксид + вода → кислота S03 + Н20 = H2S04; Некоторые оксиды, например SiO2, с водой не вступают в реакцию, поэтому их кислоты получают косвенным путём. 2. Кислотный оксид + основный оксид → соль СO2+CaO -> CaCo3 3. Кислотный оксид + основание → соль + вода SO2+2NaOH -> Na2SO3+H2O Если кислотный оксид является ангидридом многоосновной кислоты, возможно образование кислых или средних солей: Ca(OH)2+CO2 ® CaCO3¯+H2O CaCO3+H2O+CO2®Ca(HCO3)2 4. Нелетучий оксид + соль1 → соль2 + летучий оксид SiO2+Na2CO3®Na2SiO3+CO2 5. Ангидрид кислоты 1 + безводная кислородосодержащая кислота 2 → Ангидрид кислоты 2 + безводная кислородосодержащая кислота 1 2P2O5+4HClO4®4HPO3+Cl2O7 Амфотерные оксиды При взаимодействии с сильной кислотой или кислотным оксидом проявляют основные свойства: ZnO+2HCl®ZnCl2+H2O При взаимодействии с сильным основанием или основным оксидом проявляют кислотные свойства: ZnO+2KOH+H2O®K2{Zn(OH)4} (в водном растворе) ZnO+2KOH®K2ZnO2 (при сплавлении) | 10. Изобарный тепловой эффект химической реакции. Энтальпия. Стандартные энтальпии образования и сгорания 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 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
6. Эквивалент. Закон эквивалентов. Расчет молярных масс эквивалентов простых и сложныъ веществ. Эквивалентом в-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 1эквивалента в-ва.{HCl 5/1=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 Молярная масса эквивал=отношиния Mr в-ва К числу эквалентности MэкВ= Mr/z Фор-лы для вычисл эквивал-х масс сложных в-в: Моксид-кисл-основ-соли/Число атомов элемента*вал. эл. |Основность кислоты|Кислотность основ|число атомов металла*вал.мет._ 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 в-ва. Mэк(H3PO4)=98/3|Mэк(AL2(SO4)3)=342/3*2|Mэк(Mn2O7)=227/2*7 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
11. I и II закон термохимии, I и II следствия из закона Гесса. Расчет изменения энтропии химических веществ 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.П ри суммировании следует учитывать, в соотв.с Ур.реакц. число молей участв.в реакции веществ.
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
7. Растворы. Молярная концентрация эквивалентов растворенного вещества. Моляльность. 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
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
12. Энтропия. Стандартная энтропия химических соединений. Расчет изменения энтропии реакции. 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)
| 15. Скорость химических реакций. Средняя и истинная скорость реакции. Зависимость скорости от концентрации реагирующих веществ. 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 И стин.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 àАВ2 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+2ВàАВ2 -может протекать по механизму тройных столкновений A+B+BàАВ2 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. 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 àАВ2 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
| 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+BКàAB/ [A+K]+BàAB+K/2SO2+O2ó2SO3+H2O Гетерогенный катализ- когда реаг-е в-ва и кат-тор нах-ся в разных агрегатных сост-ях 2SO2+O2 кó2SO3 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
| 20. Физическое и химическое свойства воды
2H2Otà2H2+O2|2H2O+FetàFeO+H2|H2O+2Naà2NaOH+H2|H2O+SO3àH2SO4|H2O+Na2Oà2NaOH|H2O+сольàгидр-з В зависимости от кол-ва хим.примисей различают времен.и пост.жёсткость Ca(HCO3)2tàCaCO3+H2O+CO2-врем кипячение, CaCl2,MgSO4-пост.только хим.путём
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||
13. Энергия Гиббса. 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 выражается кДж или Дж.Для изобарно-изотёрмических процессов (процессов, протекающих при T,P=const) изменение энергии Гиббса равно: ΔG=ΔH-TΔS -изменение энергии Гиббса ΔG 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. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
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 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
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+ВóC+D зависимость скоростей прямой (và.) и обратной (v ß) реакций от конц-ций реагир-щих в-в выражается соотношениями: và=kà [A][B]; vß= kß [C][D] В состоянии химического равновесия v-->=vß те k-->[A][В]=kß [C][D] kà/kß=[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+.óC+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 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
14. Энергия Гиббса и направленность протекания химический реакций.
ΔG= ΔH -TΔS При постоянстве температуры и давления химические реакции могут самопроизвольно протекать только в таком направлении, при котором энергия Гиббса системы уменьшается (ΔG<0). ΔHΔSΔG|Возможность(невозм) самопроизвольного протекания реакции -+-Возможно при любых температурах С6Н6(ж)+7,502(г)=6СО2(г)+ЗН2О(г) +-+Невозможно при любых температурах. N2(г)+2O2(г)=2NO2(г) --±Возможно при достаточно низких температ. ЗН2(г)+N2(г.)=2NН3(г) ++±Возможно при достаточно высоких темпер. N2O4(г)=2NO2(г) При низких темп-х наиболее вероятно самопроиз-ое протекание экзотермических реакций, даже если при этом энтропия системы уменьшается.При высоких тем-х наиболее вероятно протекание реакций, сопровождающихся возраст. энтропии, в том числе и эндотермических реакций.
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
16. Правило Ван-Гоффа. Уравнение Аррениуса. Энергия активации 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 àАВ2 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 nA+mBóqD|Vß=k1CAnCBm|Và=k2CDq Для установл.физ.смысла k=1.Скорость хим.реак-ции оценивается чурез константу.Реакции 1 порядка A+BóC 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. 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.
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
22. Теория электролитической диссоциации. Степень и константа диссоциации. Сильные и слабые электролиты 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. СНзСООНóН++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 АХàА++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. СНзСООНóH++CH3COO- сместится влево. В растворах многоосновных кислот, а также оснований, содержащих несколько гидроксильных групп, устанавливаются ступенчатые равновесия,отвечающие последовательным стадиям диссоциации. K1>>K2>>K3 Н3Р04óН++Н2Р04- //Н2Р04-óН++НР04-2//НР04-2óН++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.
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
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+СlгóСОС12г 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 вà(выход продуктов реакции велик)”+”Δ0GT равновесие смещено вß (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. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
23. Кажущаяся степень диссоциации. Изотонический коэффициент. Законы Рауля и Вант-Гоффа для растворов электролитов 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 вид Δр(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/Δp выч =Δtкрист/Δtкрист выч =Δtкип/Δtкип выч = Р/Р выч 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. | 25. Основные случаи гидролиза. Усиление и ослабление 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+NaOHóNaC1O4+Н2О 2HNO3+Са(ОН)2 óCa(NO3)2 +2Н2О выражаются одним и тем же ионно-молекулярным уравнением Н++ОН-óH2O 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++SO4-2óBaSO4 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-+HOHóHCN+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+HOHóNH4OH+HCI|NH4++HOHóNH4++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+HOHó NH4OH+HCN| NH4++CN-+HOHó 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+H2OóNa++OH-+H++Cl- HOHóH++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++HOHóNH4OH+H+ pH<7 кисл CN-+HOHóHCN+OH- pH>7 щел
| 27. Степень окисления. Типичные оксислители 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-neàMe+ n] Me- вост-ль. Процесс присоед-я электронов- востановл. [ Ae+n+neàAe ] 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!!! | 31. Ряд стандартных потенциалов металлическиъ электродов. Зависимость значения электродного потенциала от концентрации и рН 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 убываетà Окислит-ная ативность убываетß.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-тов f=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=7 φH+/(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). Материалы катода и анода. Процессы, протекающие при зарядке и разряде аккумуляторов 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 Химическая коррозия — взаимодействие поверхности металла с коррозионно-активной средой, не сопровождающееся возникновением электрохимических процессов на границе фаз. В этом случае взаимодействия окисления металла и восстановление окислительного компонента коррозионной среды протекают в одном акте. Например, образование окалины при взаимодействии материалов на основе железа при высокой температуре с кислородом: 4Fe + 3O2 -> 2Fe2O3 Электрохимическая коррозия. Коррозия в присутствии электролита. Процессы окисления и восстановления пространственно разделены. При электрохимической коррозии образуются микро и макро гальванические элементы. Микро гальванические элементы: элементы возникающие при попадании электролита на поверхность металла, содерж. примеси. 35. Показатели карозии Скорость коррозии характеризуется либо по катодному, либо по анодному процессу. Если по анодному, то будем использовать следующие показатели: 1.Весовой показатель коррозии – масса металла, превратившаяся в продукт коррозии с единицы площади металла в единицу времени. 2.Объёмный показатель коррозии – объём газа, выделившегося в процессе коррозии с единицы поверхности в единицу времени. 3.Глубинный показатель коррозии – глубина проникновения коррозии в единицу времени. Методы защиты металлов от коррозии. 1. Легирование металла – ввод в металл в процессе его изготовления легирующих элементов (Cr, Ni и т.д.) в результате чего на поверхности металла образовываются шпинели. 2. Изоляция металла от окружающей среды путём создания покрытий. Покрытия:· Органические плёнки (лаки, краски, эмали и т.д.);· Нанесение слоя другого металла· Нитридные покрытия; Оксидные покрытия;· Фосфатные на поверхности.3. Электрохимическая защита: · Катодная – защищаемая конструкция присоединяется к катоду источника внешнего тока, а в качестве анода используется кусок старого металла. Анодная (протекторная) – в качестве анода используется более активный металл (протектор), его соединяют проводником с защищаемой конструкцией. Протектор разрушается. 4. Воздействие на агрессивную среду веществами (ингибиторы), которые пассивируют поверхность металла и препятствуют процессам коррозии. Ингибиторы:· Катодные. Органические (уротропин,тиолючевина) · Анодные. Неорганические (дихроматы калия, нитриты натрия). 5. Рациональное конструирование – подбор металлов, исключающих возникновение коррозийных гальванических элементов.
| |||
28. Реакции окисления-восстановления. Метод электронного баланса. Молярные массы эквивалентов окислителей и восстановителей. 8Al0(в-ль)+3HN+5O3(о-ль)+5KOHà8K[Al+3(OH)4]+3N-3H3 определяем степень окисл-я 8 | | Al-3eàAl+3 р-я окисления. 3 |24| N+5+8eàN+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 Дата добавления: 2015-11-04; просмотров: 41 | Нарушение авторских прав
|
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. Перехо4誢(誢(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