Гидролиз
Виды сред.
1. [Н?]=[ОН?]=1Е-7 нейтралная среда(рН=7); 2. [Н?]>[ОН?] кислая среда(рН7)
Соли по отношению к гидролизу делятся на 4 группы:
1.Соли образ. сильн. и сл. кисл. 2.Соли обр. сл. осн. и сиьн. кисл. 3.Соли обр. сл. осн. и сл. кисл. (полн. или совместный гидролиз) 4.Соли обр. сильн. осн. и сильн. кисл.
К2S?2K?+S?? pH>7Ступень I. S??+H?OH??(HS)?+OH? 2K?+S??+HOH?(HS)?+OH?+2K? К2S+HOH?KHS+KOHСтупень II. (HS)?+HOH?H2S+OH?K? +(HS)?+HOH?H2S+OH?+K? KHS+HOH?H2S+KOH MgCl2?Mg??+2Cl? pH
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)3
Доказательсво амфотерности:
Основные свойства Кислотные свойства
Be(OH)2+2HCl?BeCl2+2H2OBe(OH)2+2H??Be??+2H2O,иливкомпл.в:Be(OH)2+2HCl+2H2O?[Be(H2O) 4]Cl2Be(OH)2+2H?+2H2O?[Be(H2O) 4]?? Be(OH)2+2NaOH?Na2BeO2+2H2OBe(OH)2+2ОН??BeO2??+2H2OBe(OH)2+2NaOH?Na2[Be(OH)4]Be(OH)2+2ОН??[Be(OH)4]??
Взаимодействие Ме с окислит (кисл., щел., вода).
Взаимодействие Ме с водой. Взаимодействие Ме с раств. щелочью. Взаимодействие Ме с кислотами.
Вост. воды 2H2O+2??H2+2OH?Mg+H2O??(Mg(OH)2/Mg)=-2.36?(H2O/H2)=-0.413 ? окисл.>? вост – реакция идёт1|Mg?+2H2O - 2??Mg(OH)2+2H?1|2H2O+2??H2+2OH? _Mg+4H2O?Mg(OH)2+H2+2H?+2OH?Mg+2H2O?Mg(OH)2+H2Нек. активн. Ме находятся в пассивир. сост., т.к. их поверхность покрыта прочным продуктом окислен.Пассивацией наз. явлен. глубок. торможен. реакции окислен. над действием продукта этого окисления. В ратворах щелочей окислителем явл. вода.Al+NaOH+H2O??(AlO2?/Al)=-2.36?(Al2O/H2)=-0.827 ? окисл.>? вост – ре-акция идёт2|Al?+4OH? - 3?? AlO2?+2H2O3|2H2O+2??H2+2OH? _2Al+8OH?+6H2O ?2AlO2?+4H2O+3H2+6OH?2Al+2NaOH+2H2O ?2NaAlO2+3H2 кислоты по отношению к Ме дел. на 2-е группы(какой ион явл. окислит.)
H? Кислотный остаток – окислит.
HCl,H2SO4 р. H2SO4 к., HNO3 р., HNO3 к.
1. Ме+H2SO4 р. ?МеSO4+Н2?(H/2H?)=0 ?(Ме)1SO4??? H2SSO4???SSO4???SO22. Ме+HNO3 р?МеNO3+H2O+пр. вост. кисл. ост.Li-Zn (NH4?,NH4NO3) Cr-H(N2O) после Н(NO)?(NO3?)>13. Ме+HNO3 к ? МеNO3 + H2O + пр. в кисл.ост.Li-Zn (NO) Zn-(NO2)Пример. Au+3V HCl+HNO3?AuCl3+NO2+H2O
Основные классы органических соединений
КЛАССЫ ОКСИДЫ ГИДРООКСИДЫ СОЛИ
Производн. от элемент + О оксиды + Н О
Классифик. класса С мет. + О основной С немет. +О кислотный С двойств. св. амфотерный Основн. + Н О основание Кисл.окс.+ Н Оамфотерный Амфотерн+Н Оамфотерный Ср. соль кислая основная
примеры Li2OCu2OCuOMnO SO2SO3P2O5 *нек.MeMn2O7CrO3 ZnOPbOAl2O3Cr2O3 LiOHCuOHCu(OH)2Mn(OH)2 H2SO3H2SO4H2PO4 *нек. МеHMnO4H2CrO4 Zn(OH)2Pb(OH)2Al(OH)3Cr(OH)3 Na2CO3CuCl2 NaHCO3гидроксокарбонат натрия CuOHClгидроксохлорат меди
не электролиты электролиты
Слабые электролиты КА?К?+А? ?, К дисс.
кислоты основания соли
HF, H2S, HNO2, H2SO3, H2CO3, H2SiO3, HCN, HSCN, CH3COOH, H3PO4HClO все нерастворимыев воде и NH4OH–сл(NH4 – H2O) Fe(SCN)3 – родонит железа,СdCl2,HgJ2
H2CO3 ?H?+HCO3?HCO3??H?+CO3? Cu(OH)2?OH?+CuOH?CuOH??OH?+Cu??
Сильные электролиты КА?К?+А? ?, К дисс.
кислоты основания соли
HCl, HBr, HJ, HNO3, H2SO4, HMnO4, HClO4, H2 CrO4 все растворимыев воде кроме NH4OH почти все. кислые – раств.основн.-нераст.
Na2CO3 ?2Na?+CO3 ??
Таблица для решения ОВР.
среда Кислая H?, H2О Щел. OH?, H2О Нейтральная H2О
Связ.изб. O??NO2?? NO3 O??+2H??H2О O??+ H2О ?2OH? O??+ H2О ?2OH?
Внесен. недост.O??NO2?? NO3? H2О?O??+2H? 2OH??O??+ H2О H2О?O??+2H?
Таблица дана в расчёте на 1 атом кислорода.
Величины потенциалов в различных средах
Срда кислая рН7
?(Fe??/Fe)=-0.44 B?(Al??/Al)=-1.66?(Mg??/Mg)=-2.36?(2H?/ H2)=0?(O2/ H2O)=+1.22 ?(Fe(OH)2/Fe)=-0.46?(Al(OH)3/Al)=-1.88?(Mg(OH)2/Mg)=-2.36?(H2O/H2)=-0.413?(O2/4OH?)=+0.814 ?(Fe(OH)2/Fe)=-0.874?(AlO2?/Al)=-2.36?(Mg(OH)2/Mg)=-2.69?(Al2O/H2)=-0.827?(O2/4OH?)=+0.401
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
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.,?G0-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. ?H0 ?S
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/м?*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*м?*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 => ? 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.
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.
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., ?
2.Константа диссоциации. Сл. эл: КА?К?+А? Сил. эл: КА? К?+А? (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?+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 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.: 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)3
Доказательсво амфотерности:
Основные свойства Кислотные свойства
Be(OH)2+2HCl?BeCl2+2H2OBe(OH)2+2H??Be??+2H2O,иливкомпл.в:Be(OH)2+2HCl+2H2O?[Be(H2O) 4]Cl2Be(OH)2+2H?+2H2O?[Be(H2O) 4]?? Be(OH)2+2NaOH?Na2BeO2+2H2OBe(OH)2+2ОН??BeO2??+2H2OBe(OH)2+2NaOH?Na2[Be(OH)4]Be(OH)2+2ОН??[Be(OH)4]??
Гидролиз солей
Г. – взаимодействие ионов соли с ионами воды, в рез. котор. равновес. воды смещается и среда становится кисл. или щелочной.
H2O?H?+OH? 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(рН7)
рH=-lg[Н?] pOH=-lg[ОН?] pН+pОН=14
Соли по отношению к гидролизу делятся на 4 группы:
1.Соли образ. сильн. и сл. кисл. 2.Соли обр. сл. осн. и сиьн. кисл. 3.Соли обр. сл. осн. и сл. кисл. (полн. или совместный гидролиз) 4.Соли обр. сильн. осн. и сильн. кисл.
К2S?2K?+S?? pH>7Ступень I. S??+H?OH??(HS)?+OH? 2K?+S??+HOH?(HS)?+OH?+2K? К2S+HOH?KHS+KOHСтупень II. (HS)?+HOH?H2S+OH?K? +(HS)?+HOH?H2S+OH?+K? KHS+HOH?H2S+KOH MgCl2?Mg??+2Cl? pH
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. Mg??, Mg??O4,(CrO4)??
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)??, 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?/Cu??)=+0.34 B
? = ? окисл.-- ? вост=1.1 В
Анодный процесс: Zn?-2??Zn?? анод – восстановитель
Катодный процесс: Cu?? +2??Сu? катод – окислитель
Zn?+ Cu??= Zn??+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??=0.692 B
Взаимодействие Ме с окислит (кисл., щел., вода).
Взаимодействие Ме с водой. Взаимодействие Ме с раств. щелочью. Взаимодействие Ме с кислотами.
Вост. воды 2H2O+2??H2+2OH?Mg+H2O??(Mg(OH)2/Mg)=-2.36?(H2O/H2)=-0.413 ? окисл.>? вост – реакция идёт1|Mg?+2H2O - 2??Mg(OH)2+2H?1|2H2O+2??H2+2OH? _Mg+4H2O?Mg(OH)2+H2+2H?+2OH?Mg+2H2O?Mg(OH)2+H2Нек. активн. Ме находятся в пассивир. сост., т.к. их поверхность покрыта прочным продуктом окислен.Пассивацией наз. явлен. глубок. торможен. реакции окислен. над действием продукта этого окисления. В ратворах щелочей окислителем явл. вода.Al+NaOH+H2O??(AlO2?/Al)=-2.36?(Al2O/H2)=-0.827 ? окисл.>? вост – ре-акция идёт2|Al?+4OH? - 3?? AlO2?+2H2O3|2H2O+2??H2+2OH? _2Al+8OH?+6H2O ?2AlO2?+4H2O+3H2+6OH?2Al+2NaOH+2H2O ?2NaAlO2+3H2 кислоты по отношению к Ме дел. на 2-е группы(какой ион явл. окислит.)
H? Кислотный остаток – окислит.
HCl,H2SO4 р. H2SO4 к., HNO3 р., HNO3 к.
1. Ме+H2SO4 р. ?МеSO4+Н2?(H/2H?)=0 ?(Ме)1SO4??? H2SSO4???SSO4???SO22. Ме+HNO3 р?МеNO3+H2O+пр. вост. кисл. ост.Li-Zn (NH4?,NH4NO3) Cr-H(N2O) после Н(NO)?(NO3?)>13. 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 t?(газовая) или с жидк. не электролитамиМе+О2, CO2, CO, SO3, Гг(галогены) ?разр.Ме+неэлектролитыСкорость хим. коррозии зависит от природы Ме, свойств продукта окислен., t? При взаимод. Ме с жидк. электрол., с влажн. Воздухом и почвойПоверхность Ме покрыта коррозионными гальвано парами (КГП)
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)
1.1 Металлические
1.1.1 Катодные ? защ.ме.
1.1.2 Анодные ? защ.ме.> ? покр. (? Fе>? 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 ? ме.
2.2 Электролизация
3. Ингибиторная защита (замедление процесса)
4. Создание спец сплавов (антикоррозийных сплавов Cr, Ni,Ti)