Банк рефератов содержит более 364 тысяч рефератов, курсовых и дипломных работ, шпаргалок и докладов по различным дисциплинам: истории, психологии, экономике, менеджменту, философии, праву, экологии. А также изложения, сочинения по литературе, отчеты по практике, топики по английскому.
Полнотекстовый поиск
Всего работ:
364150
Теги названий
Разделы
Авиация и космонавтика (304)
Административное право (123)
Арбитражный процесс (23)
Архитектура (113)
Астрология (4)
Астрономия (4814)
Банковское дело (5227)
Безопасность жизнедеятельности (2616)
Биографии (3423)
Биология (4214)
Биология и химия (1518)
Биржевое дело (68)
Ботаника и сельское хоз-во (2836)
Бухгалтерский учет и аудит (8269)
Валютные отношения (50)
Ветеринария (50)
Военная кафедра (762)
ГДЗ (2)
География (5275)
Геодезия (30)
Геология (1222)
Геополитика (43)
Государство и право (20403)
Гражданское право и процесс (465)
Делопроизводство (19)
Деньги и кредит (108)
ЕГЭ (173)
Естествознание (96)
Журналистика (899)
ЗНО (54)
Зоология (34)
Издательское дело и полиграфия (476)
Инвестиции (106)
Иностранный язык (62792)
Информатика (3562)
Информатика, программирование (6444)
Исторические личности (2165)
История (21320)
История техники (766)
Кибернетика (64)
Коммуникации и связь (3145)
Компьютерные науки (60)
Косметология (17)
Краеведение и этнография (588)
Краткое содержание произведений (1000)
Криминалистика (106)
Криминология (48)
Криптология (3)
Кулинария (1167)
Культура и искусство (8485)
Культурология (537)
Литература : зарубежная (2044)
Литература и русский язык (11657)
Логика (532)
Логистика (21)
Маркетинг (7985)
Математика (3721)
Медицина, здоровье (10549)
Медицинские науки (88)
Международное публичное право (58)
Международное частное право (36)
Международные отношения (2257)
Менеджмент (12491)
Металлургия (91)
Москвоведение (797)
Музыка (1338)
Муниципальное право (24)
Налоги, налогообложение (214)
Наука и техника (1141)
Начертательная геометрия (3)
Оккультизм и уфология (8)
Остальные рефераты (21697)
Педагогика (7850)
Политология (3801)
Право (682)
Право, юриспруденция (2881)
Предпринимательство (475)
Прикладные науки (1)
Промышленность, производство (7100)
Психология (8694)
психология, педагогика (4121)
Радиоэлектроника (443)
Реклама (952)
Религия и мифология (2967)
Риторика (23)
Сексология (748)
Социология (4876)
Статистика (95)
Страхование (107)
Строительные науки (7)
Строительство (2004)
Схемотехника (15)
Таможенная система (663)
Теория государства и права (240)
Теория организации (39)
Теплотехника (25)
Технология (624)
Товароведение (16)
Транспорт (2652)
Трудовое право (136)
Туризм (90)
Уголовное право и процесс (406)
Управление (95)
Управленческие науки (24)
Физика (3463)
Физкультура и спорт (4482)
Философия (7216)
Финансовые науки (4592)
Финансы (5386)
Фотография (3)
Химия (2244)
Хозяйственное право (23)
Цифровые устройства (29)
Экологическое право (35)
Экология (4517)
Экономика (20645)
Экономико-математическое моделирование (666)
Экономическая география (119)
Экономическая теория (2573)
Этика (889)
Юриспруденция (288)
Языковедение (148)
Языкознание, филология (1140)

Реферат: Шпоры по химии

Название: Шпоры по химии
Раздел: Рефераты по химии
Тип: реферат Добавлен 00:25:10 11 марта 2007 Похожие работы
Просмотров: 1754 Комментариев: 4 Оценило: 5 человек Средний балл: 3 Оценка: неизвестно     Скачать

Гидролиз

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:

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.

К2 S→2K⁺+S²ˉ pH>7

Ступень I. S²ˉ+H⁺OHˉ⇆(HS)ˉ+OHˉ 2K⁺+S²ˉ+HOH⇆(HS)ˉ+OHˉ+2K⁺

К2 S+HOH⇆KHS+KOH

Ступень II. (HS)ˉ+HOH⇆H2 S+OHˉ

K⁺ +(HS)ˉ+HOH⇆H2 S+OHˉ+K⁺

KHS+HOH⇆H2 S+KOH

MgCl2 →Mg²⁺+2Clˉ pH<7

Ступень I. Mg²⁺+H⁺OHˉ⇆(MgOH)⁺+H⁺

2Clˉ+ Mg²⁺+HOH⇆(MgOH)⁺+H⁺+2Clˉ

MgCl2 +HOH⇆MgOHCl+HCl

Ступень II. (MgOH)⁺+HOH⇆Mg(OH)2 +H⁺

Clˉ+ MgOH⁺+HOH⇆Mg(OH)2 +H⁺+Clˉ

MgOHCl+HOH⇆Mg(OH)2 +HCl

MgS→Mg²⁺+S²ˉ pH≈7

Mg²⁺+S²ˉ+2H⁺OHˉ⇆Mg(OH)2 +H2 S

MgCl2 +Na2 S+2H2 O→

Na2 SO4 →2Na⁺+SO4 ²ˉ pH=7

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+H2 O

H⁺+OH¯→H2 O – слабый электролит

3. Образование газа K2 CO3 +2HCl→2KCl+CO2 ↑+H2 O

CO3 ¯+2H⁺→ CO2 ↑+H2 O

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 +2H2 O

Be(OH)2 +2H⁺→Be²⁺+2H2 O,иливкомпл.в:

Be(OH)2 +2HCl+2H2 O→[Be(H2 O) 4 ]Cl2

Be(OH)2 +2H⁺+2H2 O→[Be(H2 O) 4 ]²⁺

Be(OH)2 +2NaOH→Na2 BeO2 +2H2 O

Be(OH)2 +2ОНˉ→BeO2 ²ˉ+2H2 O

Be(OH)2 +2NaOH→Na2 [Be(OH)4 ]

Be(OH)2 +2ОНˉ→[Be(OH)4 ]²ˉ

Взаимодействие Ме с окислит (кисл., щел., вода).

Взаимодействие Ме с водой. Взаимодействие Ме с раств. щелочью. Взаимодействие Ме с кислотами.

Вост. воды 2H2 O+2ē→H2 +2OHˉ

Mg+H2 O→

φ(Mg(OH)2 /Mg)=-2.36

φ(H2 O/H2 )=-0.413 φ окисл.>φ вост – реакция идёт

1|Mg˚+2H2 O - 2ē→Mg(OH)2 +2H⁺

1|2 H 2 O +2ē H 2 +2 OH ˉ _

Mg+4H2 O→Mg(OH)2 +H2 +2H⁺+2OHˉ

Mg+2H2 O→Mg(OH)2 +H2

Нек. 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+H2 O→

φ(AlO2 ˉ/Al)=-2.36

φ(Al2 O/H2 )=-0.827 φ окисл.>φ вост – ре-акция идёт

2|Al˚+4OHˉ - 3ē→AlO2 ˉ+2H2 O

3|2 H 2 O +2ē H 2 +2 OH ˉ _

2Al+8OHˉ+6H2 O→2AlO2 ˉ+4H2 O+3H2 +6OHˉ

2Al+2NaOH+2H2 O →2NaAlO2 +3H2

кислоты по отношению к Ме дел. на 2-е группы(какой ион явл. окислит.)

H⁺ Кислотный остаток – окислит.
HCl ,H2 SO4 р. H2 SO4 к. , HNO3 р. , HNO3 к.

1. Ме+H2 SO4 р. →МеSO42

φ(H/2H⁺)=0 φ(Ме)<0

1.Ме+H2 SO4 к.→МеSO4 + H2 O+прод. вост . кисл . ост .

Li-Zn ( H2 S) Cr-H( S˚) после Н ( SO2 )

φ(SO4 ²ˉ/S)>1

SO4 ²ˉ→ H2 S

SO4 ²ˉ→S

SO4 ²ˉ→SO2

2. Ме+HNO3 р→МеNO3 +H2 O+пр . вост . кисл . ост .

Li-Zn ( NH4 ⁺,NH4 NO3 ) Cr-H( N2 O) после Н ( NO)

φ(NO3 ˉ)>1

3. Ме+HNO3 к→ МеNO3 + H2 O + пр . в кисл . ост .

Li-Zn (NO) Zn- (NO2 )

Пример. Au+3V HCl+HNO3 →AuCl3 +NO2 +H2 O


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 О

амфотерный

Амфотерн+Н О

амфотерный

Ср. соль кислая основная

примеры

Li2 O

Cu2 O

CuO

MnO

SO2

SO3

P2 O5

*нек.Me

Mn2 O7

CrO3

ZnO

PbO

Al2 O3

Cr2 O3

LiOH

CuOH

Cu(OH)2

Mn(OH)2

H2 SO3

H2 SO4

H2 PO4

*нек. Ме

HMnO4

H2 CrO4

Zn(OH)2

Pb(OH)2

Al(OH)3

Cr(OH)3

Na2 CO3

CuCl2

NaHCO3

гидроксокарбонат натрия

CuOHCl

гидроксохлорат меди

не электролиты электролиты

Слабые электролиты КА⇆К⁺+А¯ α , К дисс.

кислоты основания соли

HF , H2 S , HNO2 , H2 SO3 , H2 CO3 , H2 SiO3 , HCN , HSCN , CH3 COOH , H3 PO4

HClO

все нерастворимые

в воде и NH4 OH–сл

(NH4 – H2 O)

Fe(SCN)3 – родонит железа,

СdCl2 ,HgJ2

H2 CO3 ⇆H⁺+HCO3 ¯

HCO3 ¯⇆H⁺+CO3 ¯

Cu(OH)2 ⇆OH¯+CuOH⁺

CuOH⁺⇆OH¯+Cu²⁺

Сильные электролиты КА→К⁺+А¯ α , К дисс.

кислоты основания соли
HCl , HBr , HJ , HNO3 , H2 SO4 , HMnO4 , HClO4 , H2 CrO4

все растворимые

в воде кроме NH4 OH

почти все. кислые – раств.

основн.-нераст.

Na2 CO3 →2Na⁺+CO3 ²¯

Таблица для решения ОВР.

среда Кислая H⁺,H2 О Щел. OHˉ, H2 О Нейтральная H2 О

Связ.изб. Oˉ²

NO2 ˉ→ NO3

Oˉ²+2H⁺→H2 О Oˉ²+ H2 О →2OHˉ Oˉ²+ H2 О →2OHˉ

Внесен. недост.Oˉ²

NO2 ˉ→NO3 ˉ

H2 О→Oˉ²+2H⁺ 2OHˉ→Oˉ²+ H2 О H2 О→Oˉ²+2H⁺
Таблица дана в расчёте на 1 атом кислорода.

Величины потенциалов в различных средах

Срда кислая рН<7 Нейтральная рН=7 Щелочная рН>7

φ(Fe²⁺/Fe)=-0.44 B

φ(Al³⁺/Al)=-1.66

φ(Mg²⁺/Mg)=-2.36

φ(2H⁺/ H2 )=0

φ(O2 / H2 O)=+1.22

φ(Fe(OH)2 /Fe)=-0.46

φ(Al(OH)3 /Al)=-1.88

φ(Mg(OH)2 /Mg)=-2.36

φ(H2 O/H2 )=-0.413

φ(O2 /4OHˉ)=+0.814

φ(Fe(OH)2 /Fe)=-0.874

φ(AlO2 ˉ/Al)=-2.36

φ(Mg(OH)2 /Mg)=-2.69

φ(Al2 O/H2 )=-0.827

φ(O2 /4OHˉ)=+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 <∆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 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]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+H2 O

H⁺+OH¯→H2 O – слабый электролит

3. Образование газа K2 CO3 +2HCl→2KCl+CO2 ↑+H2 O

CO3 ¯+2H⁺→CO2 ↑+H2 O

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕИЯ

К.с. – сложн. соед. сост. из более простых, способных к самостоятельному сущ.

Пример. HgJ2 *2KJ

Свёрнутый вид: К2 [HgJ4 ] число легандовкоординационное 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 H2 O , 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 +2H2 O

Be(OH)2 +2H⁺→Be²⁺+2H2 O,иливкомпл.в:

Be(OH)2 +2HCl+2H2 O→[Be(H2 O) 4 ]Cl2

Be(OH)2 +2H⁺+2H2 O→[Be(H2 O) 4 ]²⁺

Be(OH)2 +2NaOH→Na2 BeO2 +2H2 O

Be(OH)2 +2ОНˉ→BeO2 ²ˉ+2H2 O

Be(OH)2 +2NaOH→Na2 [Be(OH)4 ]

Be(OH)2 +2ОНˉ→[Be(OH)4 ]²ˉ

Гидролиз солей

Г. – взаимодействие ионов соли с ионами воды, в рез. котор. равновес. воды смещается и среда становится кисл. или щелочной.

H2 O→H⁺+OH¯ К диссоц.=[Н⁺]*[ОНˉ]/[H2O] → К диссоц.*[H2 O] =[Н⁺]*[ОНˉ]=К H2 O=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:

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.

К2 S→2K⁺+S²ˉ pH>7

Ступень I. S²ˉ+H⁺OHˉ⇆(HS)ˉ+OHˉ 2K⁺+S²ˉ+HOH⇆(HS)ˉ+OHˉ+2K⁺

К2 S+HOH⇆KHS+KOH

Ступень II. (HS)ˉ+HOH⇆H2 S+OHˉ

K⁺ +(HS)ˉ+HOH⇆H2 S+OHˉ+K⁺

KHS+HOH⇆H2 S+KOH

MgCl2 →Mg²⁺+2Clˉ pH<7

Ступень I. Mg²⁺+H⁺OHˉ⇆(MgOH)⁺+H⁺

2Clˉ+ Mg²⁺+HOH⇆(MgOH)⁺+H⁺+2Clˉ

MgCl2 +HOH⇆MgOHCl+HCl

Ступень II. (MgOH)⁺+HOH⇆Mg(OH)2 +H⁺

Clˉ+ MgOH⁺+HOH⇆Mg(OH)2 +H⁺+Clˉ

MgOHCl+HOH⇆Mg(OH)2 +HCl

MgS→Mg²⁺+S²ˉ pH≈7

Mg²⁺+S²ˉ+2H⁺OHˉ⇆Mg(OH)2 +H2 S

MgCl2 +Na2 S+2H2 O→

Na2 SO4 →2Na⁺+SO4 ²ˉ pH=7

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 H2 O/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+H2 OnNaOH=NHCl=nNaCl=nH2 OcNaOH*VNaOH =cH(HCl)*VHCl

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 , 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 )²ˉ, Fe , (NO2

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: Cu ² +2ē С u ˚ 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).

Взаимодействие Ме с водой. Взаимодействие Ме с раств. щелочью. Взаимодействие Ме с кислотами.

Вост. воды 2H2 O+2ē→H2 +2OHˉ

Mg+H2 O→

φ(Mg(OH)2 /Mg)=-2.36

φ(H2 O/H2 )=-0.413 φ окисл.>φ вост – реакция идёт

1|Mg˚+2H2 O - 2ē→Mg(OH)2 +2H⁺

1|2 H 2 O +2ē H 2 +2 OH ˉ _

Mg+4H2 O→Mg(OH)2 +H2 +2H⁺+2OHˉ

Mg+2H2 O→Mg(OH)2 +H2

Нек. 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+H2 O→

φ(AlO2 ˉ/Al)=-2.36

φ(Al2 O/H2 )=-0.827 φ окисл.>φ вост – ре-акция идёт

2|Al˚+4OHˉ - 3ē→AlO2 ˉ+2H2 O

3|2 H 2 O +2ē H 2 +2 OH ˉ _

2Al+8OHˉ+6H2 O→2AlO2 ˉ+4H2 O+3H2 +6OHˉ

2Al+2NaOH+2H2 O →2NaAlO2 +3H2

кислоты по отношению к Ме дел. на 2-е группы(какой ион явл. окислит.)

H⁺ Кислотный остаток – окислит.
HCl ,H2 SO4 р. H2 SO4 к. , HNO3 р. , HNO3 к.

1. Ме+H2 SO4 р. →МеSO42

φ(H/2H⁺)=0 φ(Ме)<0

1.Ме+H2 SO4 к.→МеSO4 + H2 O+прод. вост . кисл . ост .

Li-Zn ( H2 S) Cr-H( S˚) после Н ( SO2 )

φ(SO4 ²ˉ/S)>1

SO4 ²ˉ→ H2 S

SO4 ²ˉ→S

SO4 ²ˉ→SO2

2. Ме+HNO3 р→МеNO3 +H2 O+пр . вост . кисл . ост .

Li-Zn ( NH4 ⁺,NH4 NO3 ) Cr-H( N2 O) после Н ( NO)

φ(NO3 ˉ)>1

3. Ме+HNO3 к→ МеNO3 + H2 O + пр . в кисл . ост .

Li-Zn (NO) Zn- (NO2 )

Пример. Au+3V HCl+HNO3 →AuCl3 +NO2 +H2 O

Нек. Ме пассивируют под действием холодных кислот: H2 SO4 - 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 электролитами

Ме+О2 , CO2 , CO , SO3 , Гг(галогены) →разр.

Ме+неэлектролиты

Скорость хим. коррозии зависит от природы Ме, свойств продукта окислен., t˚

При взаимод. Ме с жидк. электрол., с влажн. Воздухом и почвой

Поверхность 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 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 \

2H2 O+2ē→H2 +2OHˉ нейтр., щелочной / - вод. деп.

Кислотная деполяризацияO2 +2H2 O+2ē→4OHˉ нейтр., щелочной \

O2 +4H⁺+4ē→2H2 O кисл. / -кис. деп.

Методы защиты Ме от коррозии.

1. Покрытия(защитные)

1.1 Металлические

1.1.1 Катодные φ защ.ме.< φ покр. (φFе<φAu)

1.1.2 Анодные φ защ.ме.> φ покр. (φFе>φAu)

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)

Оценить/Добавить комментарий
Имя
Оценка
Комментарии:
Где скачать еще рефератов? Здесь: letsdoit777.blogspot.com
Евгений22:28:57 18 марта 2016
Кто еще хочет зарабатывать от 9000 рублей в день "Чистых Денег"? Узнайте как: business1777.blogspot.com ! Cпециально для студентов!
12:51:58 29 ноября 2015
Кто еще хочет зарабатывать от 9000 рублей в день "Чистых Денег"? Узнайте как: business1777.blogspot.com ! Cпециально для студентов!
15:11:02 24 ноября 2015
TUC
BOGD23:15:42 27 октября 2010Оценка: 3 - Средне

Работы, похожие на Реферат: Шпоры по химии

Назад
Меню
Главная
Рефераты
Благодарности
Опрос
Станете ли вы заказывать работу за деньги, если не найдете ее в Интернете?

Да, в любом случае.
Да, но только в случае крайней необходимости.
Возможно, в зависимости от цены.
Нет, напишу его сам.
Нет, забью.



Результаты(151235)
Комментарии (1843)
Copyright © 2005-2016 BestReferat.ru bestreferat@mail.ru       реклама на сайте

Рейтинг@Mail.ru