Помощничек
Главная | Обратная связь


Археология
Архитектура
Астрономия
Аудит
Биология
Ботаника
Бухгалтерский учёт
Войное дело
Генетика
География
Геология
Дизайн
Искусство
История
Кино
Кулинария
Культура
Литература
Математика
Медицина
Металлургия
Мифология
Музыка
Психология
Религия
Спорт
Строительство
Техника
Транспорт
Туризм
Усадьба
Физика
Фотография
Химия
Экология
Электричество
Электроника
Энергетика

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

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 парциал давлений газов, составляющих смесь.

ΔH ΔS низк ΔG выс т нап низ т нап выс т Пример
<0 экзо >0 - - > > NH4NO3кр=NaOг+2H2Oг t-люб
0> эндо <0 + + < < N2г+1/2O2=2N2Oг t-люб
0> эндо >0 + - < > CO2г+CO2г=2CO2г ΔG зав от t
0< экзо <0 - + > < CO2г+Cl2г=COCl2г ΔG зав от t

2 БЛОК

1.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.

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

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

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.

3.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.

4.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

5.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

6.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.

7. 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

2H2Otа2H2+O2|2H2O+FetаFeO+H2|H2O+2Naа2NaOH+H2|H2O+SO3аH2SO4|H2O+Na2Oа2NaOH|H2O+сольагидр-з

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

8.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

9.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.

10.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.

12.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.

13.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

14.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

3 БЛОК


1. 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!!!

2. 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)|

3. 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

4. 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

5. 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.

6. 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.
8. 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.

9. 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.

7. 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!

10. Электролиз растворов и расплавов.11. 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+]

12. 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%

13. 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)

14. 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

 

 




Поиск по сайту:

©2015-2020 studopedya.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.