Химия

Химия


                                                  Законы термохимии.
1.З-н Гесса: Тепловой эффект хим. реакции не зависит от стадии процесса, а
завис. от нач. и конечн. сост. вещества. ?Н х.р.=?Н1+?Н2
    Следствия:    1.  n*A+m*B=x*C+y*D  ,    х,у – стереохимические
 коэффициенты,  А,В – исходные вещества, С,D – продукты реакции
                            ?Н х.р.=S?Н обр.прод.р.--S?Н обр.ис.в. или
 ?Н=(?Н обр.С*х+?H обр.D*y) — (?Н обр.A*n+?H обр.B*m)
                        2. ?Н пр.р.=--?Н обрат.р.
2.З-н Лавуазье-Лапласа: ?Н обр.в.=--?Н разл.в.
    Следствия:    1.  Чем 0-
 самопр.протек.обр.проц.
    ?G – энергия Гиббса – критерий вероятности самопроизв. протекания
 процесса.       ?G образ.прост.в.=0   G[кДж.моль]
    ?G х.р.=S?G обр.пр.р.--S?G обр.исх.в.     с учётом коэффициентов
                     Влияние температуры на ход реакции.
                  1.  ?H<0    ?S<0
                  2.  ?H>0    ?S<0


                   Скорости хим. реакций, хим. равновесие.
Системы протекания реакций:
     1.Гомогенная (однор сист.) сост.из одного вида фаз (нет раздела фаз,
 т.е. в одном агрегатном сост.). Реакции, протекающие в этой сист. тоже
 гомогенные, протекающие во всём объёме этой системы.  V
 гом.р.=+?с/?Т=+?n/(V*?T), ?n – кол.активных взаимодействий, ?с –
 изменен.концентрации вещ-ва, ?Т-отр.вр.
     V гом.р.=[моль/литр*сек]=[моль/мі*сек]
     2.Гетерогенные (неоднор. сист.) сост. из двух и более фаз, сущ.
 поверхность раздела фаз. Гетероген. реакции протекают на поверхн. разд.
 фаз.
     V гет.р.=+?с/S*?T=[моль/литр*мІ*сек]  ,  S – площадь раздела фаз.
                       Факторы, влияющие на скорость.
1.Концентрация - прямая завис.
   Закон действующих масс (з.д.м.)  V=k*[A]?*[B] ??, k – константа
 равновесия, зависит от природы вещ-ва и температуры.В формулу не включ.
 конц. вещ-ва в тв. сост.
2.Давление гомоген.(для газов) – прямая завис. При увел. давлен
 концентрация растёт прям пропорционально.
3.Температура – прям. з. При небольших изменениях температуры скорость
 реакции рассчитывается по правилу Вант-Гоффа: При увеличении темрературы
 на каждые  10° скорость реакции увеличивается от 2 до 4 раз.   V т2=V т1
 *?^((Т2-Т1)/10)
4.Площадь для гетероген (прямая)    5. Природа веществ.
 6.Катализаторы(ускор.р.) или ингибиторы(замедл.р.)
        Уравнение Аррениуса (справедливо для больших интервалов ? t)
Еа – энергия активизации – избыток энергии по сравнению со средним уравнем
 энергии вещества необход. для накапливания хим. реакции. Высок. t уменш.
 Еа
K=K0*e^(-(Ea/R*T)) , К – константа скорости(физич. смысл. – скорость
 реакции при опред. концентрации(1 моль/1 литр)), К0 – пост. множитель
^ Т => v Ea => ^ K => ^ V

             Влияние катализатора на скорость, Катализ процесс:

                                    Гомогенный – ускорение во всём объёме
                                                               Гетерогенный
– на гране раздела фаз
Катализатор снижает Еа

                            Химическое равновесие

Обратимые реакции – протекающие при одних и тех же условиях в сторону
 прямой и обратной реакций.


Для колич. оценки хим. равновесия используют константу равновесия.  К
 х.р.=К пр./К обр.=[C]  *[D]  /[A]?*[B]?? , K х.р.=1-хим.равновес.,К х.р.>1-
 пр.р.,К х.р.<1-обр.р.
Сдвиг хим. равновесия. Сдвиг происходит по принципу Ле-Шателье: Если
 изменить одно из условий равновесия, то оно сместится в сторону
 противодействия измения.
    1.Изменен. концентр. 2.Изменение темпер. ^Т эндо ,vТ экзо   3.Изменен.
давлен. ^Р меньшых объема vР большых объёмов 4.Катал. ускор. обе р., но
равновес. несмещ.
                                  РАСТВОРЫ.
Растворы – однородн. или гомогенные сист. состоящие из двух и более
 компонентов: 1.Растворитель(то чего больше не меняющ. агр. сост. вещ-ва)
 2.Растворим. вещ-ва    растворитель вода – растворы гидраты , др-е
 растворы – саль ваты
Процесс растворения – физ.-хим. процесс. Признаки физ. – механ. смесь,
 химического – образование хим. связи и тепловые явления.
Энергетика процесса растворения. Процесс: 1.Разрушен. кристалич. решетки
 вещества ?Н разр.>0;

 2.Дифузия частиц растворён. веществ сквозь частицы раствора ?Н диф.? 0;
 3.Процесс гидратации ?Н гидр.< 0.
   Т.о. ?Н раствора=?Н разр.+?Н диф.+?Н гидр.
При растворении(расплавлении) нек. вещества диссоциируют (распадаются на
 ионы). Их растворы проводят ток – электролиты.
Не электролиты – оксиды и почти все органические вещества.
     Электролиты характеризуются: 1.Степенью диссоциации ?=число
 продиссоц.молек./общ.число молекул - зависит от прир. электрол.,от
 Т(пр.проп.), концентр(обр.пр.)
                                                  ?>30% - сильн. эл., ?<3%
 - сл. эл., ?( (3%;30%) – ср.силы.
                                                     2.Константа
 диссоциации. Сл. эл: КА?К?+АЇ    Сил. эл: КА> К?+АЇ  (КА – молекула)    К
 равновес.=К диссоц.=[ К?]*[ А?]/[KA]

                   К диссоц. имеет смысл только для слабого
 электролита(обр. процесс)
                              Ионные уравнения.
В ионн. виде в молекулярной форме записываются: 1. Не электролиты; 2.
 Слабые электролиты; 3. Из числа сильных электролитов – нерастворимые
 осадки.
 Случаи необратимых реакций: 1. Образование осадка           AgNO3
 +HCl>AgCl+HNO3
                           Ag?+ClЇ> AgClv - белого цвета
            2. Образование сл. элекр.       HCl+NaOH>NaCl+H2O
                       H?+OHЇ>H2O – слабый электролит
            3. Образование газа               K2CO3 +2HCl>2KCl+CO2 ^+H2O
                       CO3 Ї+2H?> CO2 ^+H2O

                            КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕИЯ

К.с. – сложн. соед. сост. из более простых, способных к самостоятельному
 сущ.
     Пример.  HgJ2 *2KJ


        Свёрнутый вид:  К2[HgJ4]   число легандов – координационное число
 (к.ч.)
 Лучшие компл. образователи – ионы d-элементов(эл. побочн. групп), т.к. у
 них малый радиус
 Мианды – отрицат. Ионы или нейтральн. молек.: JЇ, FЇ, ClЇ, NO2Ї, OHЇ или
 H2O , NH3



                           Амфотерные гидрооксиды.


Be(OH)2 , Zn(OH)2 , Pb(OH)2 , Sn(OH)2 , Sn(OH)4 , Cr(OH)3 , Al(OH)3


Доказательсво амфотерности:

|Основные       |Кислотные   |
|свойства       |свойства    |
|Be(OH)2+2HCl>Be|Be(OH)2+2NaO|
|Cl2+2H2O       |H>Na2BeO2+2H|
|Be(OH)2+2H?>BeІ|2O          |
|?+2H2O,иливкомп|Be(OH)2+2ОН?|
|л.в:           |>BeO2І?+2H2O|
|Be(OH)2+2HCl+2H|            |
|2O>[Be(H2O)    |Be(OH)2+2NaO|
|4]Cl2          |H>Na2[Be(OH)|
|Be(OH)2+2H?+2H2|4]          |
|O>[Be(H2O) 4]І?|Be(OH)2+2ОН?|
|               |>[Be(OH)4]І?|


                               Гидролиз солей

Г. – взаимодействие ионов соли с ионами воды, в рез. котор. равновес. воды
 смещается и среда становится кисл. или щелочной.
     H2O>H?+OHЇ          К диссоц.=[Н?]*[ОН?]/[H2 O]    >    К
 диссоц.*[H2O] =[Н?]*[ОН?]=К H2O=1Е-14    - ионное произведение воды
                                             Виды сред.
     1. [Н?]=[ОН?]=1Е-7  нейтралная среда(рН=7); 2. [Н?]>[ОН?] кислая
 среда(рН<7); 3. [Н?]<[ОН?] щелочная(рН>7)
     рH=-lg[Н?]     pOH=-lg[ОН?]     pН+pОН=14
             Соли по отношению к гидролизу делятся на 4 группы:
|1.Соли образ. |2.Соли обр. сл.|3.Соли обр.  |4.Соли обр.    |
|сильн. и сл.  |осн. и сиьн.   |сл. осн. и   |сильн. осн. и  |
|кисл.         |кисл.          |сл. кисл.    |сильн. кисл.   |
|              |               |(полн. или   |               |
|              |               |совместный   |               |
|              |               |гидролиз)    |               |
|К2S>2K?+SІ?   |MgCl2>MgІ?+2Cl?|MgS>MgІ?+SІ? |Na2SO4>2Na?+SO4|
|pH>7          |pH<7           |pH?7         |І?             |
|Ступень I.    |Ступень I.     |MgІ?+SІ?+2H?O|pH=7           |
|SІ?+H?OH??(HS)|MgІ?+H?OH??(MgO|H??Mg(OH)2+H2|               |
|?+OH?         |H)?+H?         |S            |               |
|2K?+SІ?+HOH?(H|2Cl?+          |MgCl2+Na2S+2H|               |
|S)?+OH?+2K?   |MgІ?+HOH?(MgOH)|2O>          |               |
|К2S+HOH?KHS+KO|?+H?+2Cl?      |             |               |
|H             |MgCl2+HOH?MgOHC|             |               |
|Ступень II.   |l+HCl          |             |               |
|(HS)?+HOH?H2S+|Ступень II.    |             |               |
|OH?           |(MgOH)?+HOH?Mg(|             |               |
|K?            |OH)2+H?        |             |               |
|+(HS)?+HOH?H2S|Cl?+           |             |               |
|+OH?+K?       |MgOH?+HOH?Mg(OH|             |               |
|KHS+HOH?H2S+KO|)2+H?+Cl?      |             |               |
|H             |MgOHCl+HOH?Mg(O|             |               |
|              |H)2+HCl        |             |               |


Соль гидролизу не подвергается.

Глубину гидролиза можно опред. сл. обр.:


  1.Степень гидролиза – h – отношен. числа прогидролизовавшихся молекул к
 общ. числу молекул. Зависит от природы соли, темпер. и концентр.

 Константа гидролиза        К гид.=К H2O/К дис.сл.электролитов
  h=?(К гид./С соли)
 2. Молярн. концентрация(молярность)          С м=h/V=m р.в./M р.в.*V
 3. Моляльная конц.(моляльность) – кол-во молей раств. вещ-ва в 1000 г.
ратворит.        См=n/V=m р-ва/?*V           ,    ? - эквивалент (или m э)
  Э к-ты=М к-ты/число H?                       Э осн-я=М осн/число ОH?
                  Э соли=М соли/число атомов Ме*степ. окислен. Ме
Закон эквивалентов: все взаимод. и получ. вещ-ва наход. в экви. колич.
NaOH+HCl=NaCl+H2O      n NaOH=N HCl=n NaCl=n H2O        c NaOH*V NaOH =c
H(HCl)*V HCl

                   Окислительно-востановительные реакции.

ОВР – реакции идущие с изменением степени окисления элементов при переходе
электронов.
Окислители.                           1.Простые или сл. в которых элем.
наход. в макс. степ. окислен. MgІ?, Mg??O4 ,(CrO4)І?
           2. F2 , O2

Восстановители.                      1.Прост. или сложн. частицы в котор.
элемент находится в мин. cтеп. окислен. NH3 , S

Окислители и восстановители.1.Атомы и молекулы металов (кр. O2 и F2)  Сl2 ,
Br2 , N2 , S? ,P?
           2.Прост. и сложн. частицы в котор. элемент находится в промежут.
cтеп. окислен.   (SO3)І?, Fe , (NO2)?



                  Направления ОВР. Электродные потенциалы.
Гальванические элементы. Самрпоизв. электроны идут от вост. к окислит.,
когда ? окисл.>? вост., ? = ? окисл.-- ? вост.>0  - усл. самопроизв.
протекан. ОВР.
Электродный потенциал Ме. Под действ. полярн. молек. воды и отрицат. ионов
        кислотн. остатка, положит. ионы Ме и сталкиваются на границе Ме – р-
        р. В рез. образ. двойной электронный слой с опред. раз. потенциалов
        наз. электродным потенциалом.
                                Используют относительные величины
          потенциалов.
                                Измерение электродных потенциалов.
          Гальванич. элементы – приборы в котор. энергия ОВР преобразуется в
          электрический ток.
                                Для измерен. потенциалов металов и всех др.
          частиц создают гальван. элем. в котор. один электрод водородный
          ?(Н?2/2Н?), а второй измеряемый.
        Возникающая при этом ЭДС и есть величина потенциала.      ? = ?
        измер. -- ?(Н?2/2Н?) –эталонный
            Устройство медно-цинкового гальванического элемента.
                    ?(Zn?/Zn)=-0.76 В
                    ?(Сu?/CuІ?)=+0.34 B
                    ? = ? окисл.-- ? вост=1.1 В
                    Анодный процесс:  Zn?-2?>ZnІ?                      анод
                    – восстановитель
                    Катодный процесс: CuІ? +2?>Сu?
                    катод – окислитель
                                      Zn?+ CuІ?= ZnІ?+Сu?
                    (-)(A) Zn?| ZnSO4 ;1M||CuSO4 ;1M|Cu (K)(+)
                    Потенциал зависит от t, С, от природы ок-ва.
                   Если конц. отлич. от стандарт., то потенц. рассчит. по
                    прав. Нернста:
                    ?(OX/Red)=??(OX/Red)+(RT/nF)*ln([OX]/[Red])
                    OX – окисл. форма, Red – вост. форма, RT/F=0.059, n –
                    число электронов
                    ?(Ме??/Ме)= ??( Ме??/Ме)+(0.059/n)*lg[Ме??]     Пример.
                    Ag|AgNO3 ;1M|| AgNO3 ;0.01M|Ag
                                          ?(Ag?/Ag)=0.8+(0.059/1)*lg
                                          10?І=0.692 B
              Взаимодействие Ме с окислит (кисл., щел., вода).
|Взаимодействие Ме с|Взаимодействие Ме|Взаимодействие Ме с     |
|водой.             |с раств. щелочью.|кислотами.              |
|Вост. воды         |В ратворах       |кислоты по отношению к  |
|2H2O+2?>H2+2OH?    |щелочей          |Ме дел. на 2-е          |
|Mg+H2O>            |окислителем явл. |группы(какой ион явл.   |
|?(Mg(OH)2/Mg)=-2.36|вода.            |окислит.)               |
|                   |Al+NaOH+H2O>     |                        |
|?(H2O/H2)=-0.413  ?|?(AlO2?/Al)=-2.36|                        |
|окисл.>? вост –    |                 |                        |
|реакция идёт       |?(Al2O/H2)=-0.827|                        |
|1|Mg?+2H2O -       |? окисл.>? вост –|                        |
|2?>Mg(OH)2+2H?     |ре-акция идёт    |                        |
|1|2H2O+2?>H2+2OH?  |2|Al?+4OH? - 3?> |                        |
|_                  |AlO2?+2H2O       |                        |
|Mg+4H2O>Mg(OH)2+H2+|3|2H2O+2?>H2+2OH?|                        |
|2H?+2OH?           |_                |                        |
|Mg+2H2O>Mg(OH)2+H2 |2Al+8OH?+6H2O    |                        |
|Нек. активн. Ме    |>2AlO2?+4H2O+3H2+|                        |
|находятся в        |6OH?             |                        |
|пассивир. сост.,   |2Al+2NaOH+2H2O   |                        |
|т.к. их поверхность|>2NaAlO2+3H2     |                        |
|покрыта прочным    |                 |                        |
|продуктом окислен. |                 |                        |
|Пассивацией наз.   |                 |                        |
|явлен. глубок.     |                 |                        |
|торможен. реакции  |                 |                        |
|окислен. над       |                 |                        |
|действием продукта |                 |                        |
|этого окисления.   |                 |                        |
|                   |                 |H?   |Кислотный остаток |
|                   |                 |     |– окислит.        |
|                   |                 |HCl  |H2SO4 к. , HNO3 р.|
|                   |                 |,H2SO|, HNO3 к.         |
|                   |                 |4 р. |                  |
|                   |                 |1.   |1.Ме+H2SO4        |
|                   |                 |Ме+H2|к.>МеSO4+         |
|                   |                 |SO4  |H2O+прод.вост.кисл|
|                   |                 |р.   |.ост.             |
|                   |                 |>МеSO|Li-Zn (H2S)       |
|                   |                 |4+Н2 |Cr-H(S?)     после|
|                   |                 |?(H/2|Н(SO2)            |
|                   |                 |H?)=0|?(SO4І?/S)>1      |
|                   |                 |?(Ме)|SO4І?> H2S        |
|                   |                 |<0   |SO4І?>S           |
|                   |                 |     |SO4І?>SO2         |
|                   |                 |     |2. Ме+HNO3        |
|                   |                 |     |р>МеNO3+H2O+пр.   |
|                   |                 |     |вост. кисл. ост.  |
|                   |                 |     |Li-Zn             |
|                   |                 |     |(NH4?,NH4NO3)     |
|                   |                 |     |Cr-H(N2O)         |
|                   |                 |     |после Н(NO)       |
|                   |                 |     |?(NO3?)>1         |
|                   |                 |     |3. Ме+HNO3 к >    |
|                   |                 |     |МеNO3 + H2O + пр. |
|                   |                 |     |в кисл.ост.       |
|                   |                 |     |Li-Zn (NO)        |
|                   |                 |     |Zn-(NO2)          |
|                   |                 |     |Пример. Au+3V     |
|                   |                 |     |HCl+HNO3>AuCl3+NO2|
|                   |                 |     |+H2O              |


Нек. Ме пассивируют под действием холодных кислот: H2SO4  - Fe , Ti   ;
HNO3  - Cr
Коррозия Ме – самопроизв. разрушен. Ме под дейсвием агрессивной окружающей
среды.
 По элементам разрушен. различают:
|хим. коррозию                |эл.-хим. коррозию       |
|Под действ. с сухими газами  |При взаимод. Ме с жидк. |
|при t?(газовая) или с жидк.  |электрол., с влажн.     |
|не электролитами             |Воздухом и почвой       |
|Ме+О2 , CO2 , CO , SO3 ,     |Поверхность Ме покрыта  |
|Гг(галогены) >разр.          |коррозионными гальвано  |
|Ме+неэлектролиты             |парами (КГП)            |
|Скорость хим. коррозии       |                        |
|зависит от природы Ме,       |                        |
|свойств продукта окислен., t?|                        |

 Причины взаимодействия коразионных гальванопар:  1.Контакт Ме разн.
 активн.
                     2.Хим. неоднородность Ме
                     3.Неоднородность электролита
                     4.Неоднородность механического напряжения внутри
                     5.Блуждающие эл. токи.
 Основные положения теории: 1.Коррозия происходит в том сл., если ? ме.> ?
 окисл.
            2.наличие деполяризатора(окислителя)
Процесс деполяризации – отвод электронов с катодных участков при эл.-хим.
коррозии веществами деполяризаторами.
 Водородная деполяризация     2H?+2?>H2                   в кисл. среде
      \
            2H2O+2?>H2+2OH?        нейтр., щелочной   / - вод. деп.

 Кислотная деполяризация       O2 +2H2O+2?>4OH?      нейтр., щелочной   \

            O2 +4H?+4?>2H2O        кисл.                      /  -кис. деп.



                        Методы защиты Ме от коррозии.
   1. Покрытия(защитные)
     1. Металлические
        1.1.1     Катодные             ? защ.ме.< ? покр. (? Fе ? покр. (? Fе>? Au)
     2. Неметаллические покрытия
        1. Хим. покрытие (обраб. спец. реагентом с образ.защитной плёнки)
        2. Неорганическое покрытие
        3. Органическое покрытие

   2. Электрохимические методы (искусственно созд. коррозийной гальвано
      пары)
      2.1       Протекторная защита       ? ме.< ? прот.
     2. Электролизация
   3. Ингибиторная защита (замедление процесса)
   4. Создание спец сплавов (антикоррозийных сплавов Cr, Ni,Ti)


смотреть на рефераты похожие на "Химия "