Главная Рефераты по рекламе Рефераты по физике Рефераты по философии Рефераты по финансам Рефераты по химии Рефераты по хозяйственному праву Рефераты по цифровым устройствам Рефераты по экологическому праву Рефераты по экономико-математическому моделированию Рефераты по экономической географии Рефераты по экономической теории Рефераты по этике Рефераты по юриспруденции Рефераты по языковедению Рефераты по юридическим наукам Рефераты по истории Рефераты по компьютерным наукам Рефераты по медицинским наукам Рефераты по финансовым наукам Рефераты по управленческим наукам Психология и педагогика Промышленность производство Биология и химия Языкознание филология Издательское дело и полиграфия Рефераты по краеведению и этнографии Рефераты по религии и мифологии Рефераты по медицине Рефераты по сексологии Рефераты по информатике программированию Краткое содержание произведений |
Реферат: Шпоры по химииРеферат: Шпоры по химииГидролиз Виды сред. 1. [Н⁺]=[ОНˉ]=1Е-7 нейтралная среда(рН=7); 2. [Н⁺]>[ОНˉ] кислая среда(рН<7); 3. [Н⁺]<[ОНˉ] щелочная(рН>7) Соли по отношению к гидролизу делятся на 4 группы:
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⁺+Cl¯→ AgCl↓ - белого цвета 2. Образование сл. элекр. HCl+NaOH→NaCl+H2O H⁺+OH¯→H2O – слабый электролит 3. Образование газа K2CO3 +2HCl→2KCl+CO2 ↑+H2O CO3 ¯+2H⁺→ CO2 ↑+H2O Амфотерные гидрооксиды.Be(OH)2 , Zn(OH)2 , Pb(OH)2 , Sn(OH)2 , Sn(OH)4 , Cr(OH)3 , Al(OH)3Доказательсво амфотерности:
Взаимодействие Ме с окислит (кисл., щел., вода).
Основные классы органических соединений
Слабые электролиты КА⇆К⁺+А¯ α , К дисс.
Сильные электролиты КА→К⁺+А¯ α , К дисс.
Таблица для решения ОВР.
Величины потенциалов в различных средах
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.=∑∆Н обр.прод.р.--∑∆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 <∆Н обр.в. , тем оно более термич. устойчиво. Энтропия. Изменение ∆S х.р.=∑S прод.р.--∑S исх.в. или ∆S=S обр.С*x—(S обр.A*n+S обр.В*m) Факторы, влияющие на энтропию: 1. Агрегатное состояние; 2. Атомная или молекулярная масса веществ; 3.При увеличении полярности процессов энтропия #. Энтропийный и энтальпийные факторы. Энергия Гиббса. Два фактора сводятся к единому энергии Гиббса: ∆G=∆H—T*∆S, ∆G=0-сост.равноес.,∆G<0-самопроизв.протекание прям.процесса,∆G>0-самопр.протек.обр.проц. ∆G – энергия Гиббса – критерий вероятности самопроизв. протекания процесса. ∆G образ.прост.в.=0 G[кДж.моль] ∆G х.р.=∑∆G обр.пр.р.--∑∆G обр.исх.в. с учётом коэффициентов Влияние температуры на ход реакции. 1. ∆H<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/м³*сек] 2.Гетерогенные (неоднор. сист.) сост. из двух и более фаз, сущ. поверхность раздела фаз. Гетероген. реакции протекают на поверхн. разд. фаз. V гет.р.=+∆с/S*∆T=[моль/литр*м²*сек] , S – площадь раздела фаз. Факторы, влияющие на скорость. 1.Концентрация - прямая завис. Закон действующих масс (з.д.м.) V=k*[A]ⁿ*[B] ⁿⁿ, 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 *γ↑((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 => ↓ Ea => ↑ K => ↑ V Влияние катализатора на скорость, Катализ процесс:Гомогенный – ускорение во всём объёме Гетерогенный – на гране раздела фаз Катализатор снижает Еа Химическое равновесиеОбратимые 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]ⁿ*[B]ⁿⁿ , 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 ,↓Т экзо 3.Изменен. давлен. ↑Р меньшых объема ↓Р большых объёмов 4.Катал. ускор. обе р., но равновес. несмещ. РАСТВОРЫ. Растворы – однородн. или гомогенные сист. состоящие из двух и более компонентов: 1.Растворитель(то чего больше не меняющ. агр. сост. вещ-ва) 2.Растворим. вещ-ва растворитель вода – растворы гидраты , др-е растворы – саль ваты Процесс растворения – физ.-хим. процесс. Признаки физ. – механ. смесь, химического – образование хим. связи и тепловые явления. Энергетика процесса растворения. Процесс: 1.Разрушен. кристалич. решетки вещества ∆Н разр.>0; 2.Дифузия частиц растворён. веществ сквозь частицы раствора ∆Н диф.≈ 0; 3.Процесс гидратации ∆Н гидр.< 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 α=число продиссоц.молек./общ.число молекул - зависит от прир. электрол.,от Т(пр.проп.), концентр(обр.пр.) α>30% - сильн. эл., α<3% - сл. эл., αÎ (3%;30%) – ср.силы. 2.Константа диссоциации. Сл. эл: КА⇆К⁺+А¯ Сил. эл: КА→ К⁺+А¯ (КА – молекула) К равновес.=К диссоц.=[ К⁺]*[ Аˉ]/[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⁺+Cl¯→ AgCl↓ - белого цвета 2. Образование сл. элекр. HCl+NaOH→NaCl+H2O H⁺+OH¯→H2O – слабый электролит 3. Образование газа K2CO3 +2HCl→2KCl+CO2 ↑+H2O CO3 ¯+2H⁺→ CO2 ↑+H2O КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕИЯК.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.: J¯, F¯, Cl¯, NO2¯, OH¯ 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)3Доказательсво амфотерности:
Гидролиз солейГ. – взаимодействие ионов соли с ионами воды, в рез. котор. равновес. воды смещается и среда становится кисл. или щелочной. H2O→H⁺+OH¯ К диссоц.=[Н⁺]*[ОНˉ]/[H2 O] → К диссоц.*[H2O] =[Н⁺]*[ОНˉ]=К H2O=1Е-14 - ионное произведение воды Виды сред. 1. [Н⁺]=[ОНˉ]=1Е-7 нейтралная среда(рН=7); 2. [Н⁺]>[ОНˉ] кислая среда(рН<7); 3. [Н⁺]<[ОНˉ] щелочная(рН>7) рH=-lg[Н⁺] pOH=-lg[ОНˉ] pН+pОН=14 Соли по отношению к гидролизу делятся на 4 группы:
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. Mg²⁺, Mg⁺⁷O4 ,(CrO4)²ˉ 2. F2 , O2 Восстановители. 1.Прост. или сложн. частицы в котор. элемент находится в мин. cтеп. окислен. NH3 , SОкислители 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)²ˉ, Fe , (NO2)ˉ Направления ОВР. Электродные потенциалы. Гальванические элементы. Самрпоизв. электроны идут от вост. к окислит., когда φ окисл.>φ вост., ξ = φ окисл.-- φ 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 φ(Н˚2/2Н⁺), а второй измеряемый. Возникающая при этом ЭДС и есть величина потенциала. ξ = φ измер. -- φ(Н˚2/2Н⁺) –эталонный Устройство медно-цинкового гальванического элемента. φ(Zn˚/Zn)=-0.76 В φ(Сu˚/Cu²⁺)=+0.34 B ξ = φ окисл.-- φ вост=1.1 В Анодный процесс: Zn˚-2ē→Zn²⁺ анод – восстановитель Катодный процесс: Cu²⁺ +2ē→Сu˚ катод – окислитель Zn˚+ Cu²⁺= Zn²⁺+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: φ(OX/Red)=φ˚(OX/Red)+(RT/nF)*ln([OX]/[Red]) OX – окисл. форма, Red – вост. форма, RT/F=0.059, n – число электронов φ(Меⁿ⁺/Ме)= φ˚( Меⁿ⁺/Ме)+(0.059/n)*lg[Меⁿ⁺] Пример. Ag|AgNO3 ;1M|| AgNO3 ;0.01M|Ag φ(Ag⁺/Ag)=0.8+(0.059/1)*lg 10ˉ²=0.692 B Взаимодействие Ме с окислит (кисл., щел., вода).
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:
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 φ ме.> φ окисл. 2.наличие деполяризатора(окислителя) Процесс деполяризации – отвод электронов с катодных участков при эл.-хим. коррозии веществами деполяризаторами. Водородная деполяризация 2H⁺+2ē→H2 в кисл. среде \ 2H2O+2ē→H2+2OHˉ нейтр., щелочной / - вод. деп. Кислотная деполяризация O2 +2H2O+2ē→4OHˉ нейтр., щелочной \ O2 +4H⁺+4ē→2H2O кисл. / -кис. деп. Методы защиты Ме от коррозии. 1. Покрытия(защитные) 1.1 Металлические 1.1.1 Катодные φ защ.ме.< φ покр. (φ Fе<φ Au) 1.1.2 Анодные φ защ.ме.> φ покр. (φ Fе>φ Au) 1.2 Неметаллические покрытия 1.2.1 Хим. покрытие (обраб. спец. реагентом с образ.защитной плёнки) 1.2.2 Неорганическое покрытие 1.2.3 Органическое покрытие 2. Электрохимические методы (искусственно созд. коррозийной гальвано пары) 2.1 Протекторная защита φ ме.< φ прот. 2.2 Электролизация 3. Ингибиторная защита (замедление процесса) 4. Создание спец сплавов (антикоррозийных сплавов Cr, Ni,Ti) |
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|