Шпоры по химии (165506)

Посмотреть архив целиком

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.


К2S→2K+S²ˉ pH>7

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

К2S+HOH⇆KHS+KOH

Ступень II. (HS)ˉ+HOHH2S+OHˉ

K +(HS)ˉ+HOHH2S+OHˉ+K

KHS+HOHH2S+KOH

MgCl2Mg²+2Clˉ pH<7

Ступень I. Mg²+HOHˉ⇆(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

MgSMg²+S²ˉ pH≈7

Mg²+S²ˉ+2HOHˉ⇆Mg(OH)2+H2S

MgCl2+Na2S+2H2O


Na2SO42Na+SO4²ˉ 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 +HClAgCl+HNO3

Ag⁺+Cl¯ AgCl- белого цвета

2. Образование сл. элекр. HCl+NaOHNaCl+H2O

H+OH¯H2O – слабый электролит

3. Образование газа K2CO3 +2HCl2KCl+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+2HClBeCl2+2H2O

Be(OH)2+2HBe²+2H2O,иливкомпл.в:

Be(OH)2+2HCl+2H2O→[Be(H2O) 4]Cl2

Be(OH)2+2H+2H2O→[Be(H2O) 4

Be(OH)2+2NaOHNa2BeO2+2H2O

Be(OH)2+2ОНˉBeO2²ˉ+2H2O

Be(OH)2+2NaOHNa2[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 2H2O+2ēH2+2OHˉ

Mg+H2O

φ(Mg(OH)2/Mg)=-2.36

φ(H2O/H2)=-0.413 φ окисл.>φ вост – реакция идёт

1|Mg˚+2H2O - 2ēMg(OH)2+2H

1|2H2O+2ēH2+2OHˉ _

Mg+4H2OMg(OH)2+H2+2H⁺+2OHˉ

Mg+2H2OMg(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+H2O

φ(AlO2ˉ/Al)=-2.36

φ(Al2O/H2)=-0.827 φ окисл.>φ вост – ре-акция идёт

2|Al˚+4OHˉ - 3ē AlO2ˉ+2H2O

3|2H2O+2ēH2+2OHˉ _

2Al+8OHˉ+6H2O 2AlO2ˉ+4H2O+3H2+6OHˉ

2Al+2NaOH+2H2O2NaAlO2+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

φ(H/2H⁺)=0 φ(Ме)<0

1.Ме+H2SO4 к.МеSO4+ H2O+прод.вост.кисл.ост.

Li-Zn (H2S) Cr-H(S˚) после Н(SO2)

φ(SO4²ˉ/S)>1

SO4²ˉ H2S

SO4²ˉS

SO4²ˉSO2

2. Ме+HNO3 рМеNO3+H2O+пр. вост. кисл. ост.

Li-Zn (NH4,NH4NO3) Cr-H(N2O) после Н(NO)

φ(NO3ˉ)>1

3. Ме+HNO3 к МеNO3 + H2O + пр. в кисл.ост.

Li-Zn (NO) Zn-(NO2)

Пример. Au+3V HCl+HNO3AuCl3+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 О

амфотерный

Амфотерн+Н О

амфотерный

Ср. соль

кислая

основная



примеры

Li2O

Cu2O

CuO

MnO

SO2

SO3

P2O5

*нек.Me

Mn2O7

CrO3

ZnO

PbO

Al2O3

Cr2O3

LiOH

CuOH

Cu(OH)2

Mn(OH)2

H2SO3

H2SO4

H2PO4

*нек. Ме

HMnO4

H2CrO4

Zn(OH)2

Pb(OH)2

Al(OH)3

Cr(OH)3

Na2CO3

CuCl2

NaHCO3

гидроксокарбонат натрия

CuOHCl

гидроксохлорат меди


не электролиты

электролиты


Слабые электролиты КАК+А¯ α , К дисс.

кислоты

основания

соли

HF , H2S , HNO2 , H2SO3 , H2CO3 , H2SiO3 , HCN , HSCN , CH3COOH , H3PO4

HClO

все нерастворимые

в воде и NH4OH–сл

(NH4H2O)

Fe(SCN)3 – родонит железа,

СdCl2 ,HgJ2

H2CO3 ⇆H⁺+HCO3¯

HCO3¯⇆H⁺+CO3¯

Cu(OH)2⇆OH¯+CuOH

CuOH⇆OH¯+Cu²


Сильные электролиты КАК+А¯ α , К дисс.

кислоты

основания

соли

HCl , HBr , HJ , HNO3 , H2SO4 , HMnO4 , HClO4 , H2 CrO4

все растворимые

в воде кроме NH4OH

почти все. кислые – раств.

основн.-нераст.

Na2CO3 2Na+CO3 ²¯

Таблица для решения ОВР.

среда

Кислая H⁺, H2О

Щел. OHˉ, H2О

Нейтральная H2О

Связ.изб. Oˉ²

NO2ˉ NO3

Oˉ²+2HH2О

Oˉ²+ H2О 2OHˉ

Oˉ²+ H2О 2OHˉ

Внесен. недост.Oˉ²

NO2ˉ NO3ˉ

H2ОOˉ²+2H

2OHˉOˉ²+ H2О

H2ОOˉ²+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/ H2O)=+1.22

φ(Fe(OH)2/Fe)=-0.46

φ(Al(OH)3/Al)=-1.88

φ(Mg(OH)2/Mg)=-2.36

φ(H2O/H2)=-0.413

φ(O2/4OHˉ)=+0.814

φ(Fe(OH)2/Fe)=-0.874

φ(AlO2ˉ/Al)=-2.36

φ(Mg(OH)2/Mg)=-2.69

φ(Al2O/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=∆HT*∆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., α (3%;30%) – ср.силы.

2.Константа диссоциации. Сл. эл: КАК+А¯ Сил. эл: КАК+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 +HClAgCl+HNO3

Ag⁺+Cl¯ AgCl- белого цвета

2. Образование сл. элекр. HCl+NaOHNaCl+H2O

H+OH¯H2O – слабый электролит

3. Образование газа K2CO3 +2HCl2KCl+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 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 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+2HClBeCl2+2H2O

Be(OH)2+2HBe²+2H2O,иливкомпл.в:

Be(OH)2+2HCl+2H2O→[Be(H2O) 4]Cl2

Be(OH)2+2H+2H2O→[Be(H2O) 4

Be(OH)2+2NaOHNa2BeO2+2H2O

Be(OH)2+2ОНˉBeO2²ˉ+2H2O

Be(OH)2+2NaOHNa2[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.

H2OH+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] 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.


К2S→2K+S²ˉ pH>7

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

К2S+HOHKHS+KOH

Ступень II. (HS)ˉ+HOHH2S+OHˉ

K +(HS)ˉ+HOHH2S+OHˉ+K

KHS+HOHH2S+KOH

MgCl2Mg²+2Clˉ pH<7

Ступень I. Mg²+HOHˉ⇆(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

MgSMg²+S²ˉ pH≈7

Mg²+S²ˉ+2HOHˉ⇆Mg(OH)2+H2S

MgCl2+Na2S+2H2O


Na2SO42Na+SO4²ˉ 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 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 HЭ 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 , 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.


Случайные файлы

Файл
56104.rtf
93874.rtf
8183.rtf
148291.rtf
21593.doc




Чтобы не видеть здесь видео-рекламу достаточно стать зарегистрированным пользователем.
Чтобы не видеть никакую рекламу на сайте, нужно стать VIP-пользователем.
Это можно сделать совершенно бесплатно. Читайте подробности тут.