Электронная библиотека

  • Для связи с нами пишите на admin@kursak.net
    • Обратная связь
  • меню
    • Автореферат (88)
    • Архитектура (159)
    • Астрономия (99)
    • Биология (768)
    • Ветеринарная медицина (59)
    • География (346)
    • Геодезия, геология (240)
    • Законодательство и право (712)
    • Искусство, Культура,Религия (668)
    • История (1 078)
    • Компьютеры, Программирование (413)
    • Литература (408)
    • Математика (177)
    • Медицина (921)
    • Охрана природы, Экология (272)
    • Педагогика (497)
    • Пищевые продукты (82)
    • Политология, Политистория (258)
    • Промышленность и Производство (373)
    • Психология, Общение, Человек (677)
    • Радиоэлектроника (71)
    • Разное (1 245)
    • Сельское хозяйство (428)
    • Социология (321)
    • Таможня, Налоги (174)
    • Физика (182)
    • Философия (411)
    • Химия (413)
    • Экономика и Финансы (839)
    • Экскурсии и туризм (29)

Химия – наука, изучающая вещества их состав, строение, свойства и взаимные превращения.

Химия - наука, изучающая вещества их состав, строение, свойства и взаимные превращения.

ВЕЩЕСТВО – это то, из чего состоят все предметы.

clip_image002

Явления ФИЗИЧЕСКИЕ – протекают БЕЗ ИЗМЕНЕНИЯ состава и строения веществ,

ХИМИЧЕСКИЕ явления – обязательно ИЗМЕНЕНИЕ свойств веществ ð химические РЕАКЦИИ:

-соединения = А + В ® АВ

-разложения = АВ ® А + В

-замещения ( вытеснения ) = А + ВС ® В + АС

-двойного обмена = АВ + СD ® АD + СВ

-перегруппировки = АВС ® ВСА

По тепловому эффекту реакции различают: а) ЭКЗО→(DНр < 0) и б) ЭНДО→(DНр > 0) →термические,

По изменению электронных конфигураций валентных слоев атомов выделяют ОБМЕННЫЕ и ОВ процессы:

а) FeCl3 + 3 NaOH ® Fe(OH)3¯ + 3 NaCl; б) 2 FeCl3 + SnCl2 ® 2 FeCl2 + SnCl4

Fe3+ + ē =(восстановление)® Fe2+; Sn2+ – 2 ē =(окисление)® Sn4+

По скоростям протекания : а) быстрые или медленные; б) ПРАКТИЧЕСКИ необратимые и обратимые.

АТОМ – наименьшая электронейтральная частица ЭЛЕМЕНТА, со всеми его хим.свойствами, способная существовать самостоятельно. ЭЛЕМЕНТ – атомы одного №порядкового в ПС ДИМ: 1735Cl, 1737Cl, 1940K, 2040Ca,

МОЛЕКУЛА – наименьшая электронейтральная частица ВЕЩЕСТВА, обладающая всеми его химическими свойствами и способная к самостоятельному существованию : H3PO4 , Bi2(SO4)3, Fe3O4 ð Fe(FeO2)2, …

ИОНЫ – ПРОСТЫЕ или СЛОЖНЫЕ частицы, несущие ЗАРЯД ( z± ), например: Cl-, Fe2+, Fe3+, FeO2-, …

Стехиометрические ИНДЕКСЫ – число АТОМОВ элемента в МОЛЕКУЛЕ или ИОНЕ.

Стехиом-ские КОЭФФИЦИЕНТЫ – число различных МОЛЕКУЛ или ИОНОВ веществ в их уравнении.

clip_image004

Относительные массы ð (Аг), АТОМОВ,ИОНОВ и МОЛЕКУЛ выражаются в атомных единицах массы ð аем!

Молярные массы ð (М), АТОМОВ,ИОНОВ и МОЛЕКУЛ выражаются в г/моль!

МОЛЬ – мера количества (ЭЛЕКТРОНОВ, АТОМОВ,МОЛЕКУЛ, ИОНОВ,… ) СТРУКТУРНЫХ ЕДИНИЦ вещества: NA = 6,02.1023 стр.ед./моль; VMНУ = 22,4 л/моль, R = 8,31 кПа∙л/(К моль) = 0,082 л∙атм/(К∙моль), …

НОРМАЛЬНЫЕ условия (НУ): Р = 101,3кПа; Т = 273К;

СТАНДАРТНЫЕ условия (СУ): Р = 101,3кПа; Т = 298К

ВАЖНЕЙШИЕ законы химии: а). стехиометрические законы: 1) СОХРАНЕНИЯ МАССЫ веществ,

2) ПОСТОЯНСТВА СОСТАВА, 3) КРАТНЫХ ОТНОШЕНИЙ атомов в молекулах;

б). газовые законы: 1) Ж.Л.Гей-Люссака, 2) АВОГАДРО;

ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ: вещества реагируют и образуются в реакциях в количествах РАВНЫХ эквивалентов: n∙A + m∙B = p∙C + q∙D +

(n,m,p,q - стехиометрические коэффициенты в уравнении для веществ А, В, С и D)

nэ(A) = nэ(B) = nэ(C) = nэ(D) =.… nэ = m/Мэ или nэ = Cн∙V, clip_image006 или clip_image008

ФОРМЫ электронных ОРБИТАЛЕЙ: 1). сферические = s – орбитали, 2). Гантелеобразные = p – орбитали, 3). объемные «четырехлопастные пропеллеры» = d – орбитали, 4). более СЛОЖНЫЕ = f – орбитали, …еще более сложные формы орбиталей атома – НЕ РЕАЛИЗУЮТСЯ!

Набор КВАТОВЫХ ЧИСЕЛ называют ЭЛЕКТРОННОЙ КОНФИГУРАЦИЕЙ данного элемента ( n l ml , ­¯ ); она в любом атоме (или ионе!) заполняется электронами согласно закономерностям: 1). Принцип наименьшей энергии = суммарная энергия всех электронов атома, находящегося в основном состоянии, минимальна; 2). Принцип Паули = в атоме не может быть даже двух электронов со всеми четырьмя одинаковыми квантовыми числами; 3). Правило Хунда = в пределах подуровня электроны распределяются по орбиталям таким образом, чтобы модуль суммы их спиновых квантовых чисел был максимальным:

ЯДРО(+n) ð 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 5d10 4f14 6p6 | 7s2…

ОСНОВНОЕ состояние атома соответствует МИНИМАЛЬНОМУ запасу энергии электронных орбиталей.

ВОЗБУЖДЕННЫЕ состояния проявляются в РАСПАРИВАНИИ валентных электронов только в пределах ВНЕШНЕГО слоя атома!!!

СПИНОВАЯ ВАЛЕНТНОСТЬ элемента проявляется и в основном, и в возможных возбужденных его состояниях и определяется ЧИСЛОМ «НЕСПАРЕННЫХ» электронов в орбиталях ВНЕШНЕГО СЛОЯ.


ожидаемые ФОРМЫ МОЛЕКУЛ

группа

Iа

IIа

IIIа

IVа

Vа

VIа

VIIа

основное состояние

s1

s2

s2p1

s2p2

s2p3

s2p4

s2p5

«возбуждение»

орбиталей

-

s1pх1

s1px1py1

s1px1py1pz1

-

-

-

ГИБРИДИЗАЦИЯ

-

SP1

SP2

SP3

-

-

-

молекулы

АВ

АВ2

АВ3

АВ4

(ВА4)

ВА3

ВА2

ВА

форма

молекул

А-В

В–А-В

clip_image010

clip_image012

clip_image014

clip_image016

В-А

наименование

формы

линейная

двух-атомная

линейная

трех-атомная

равносто-ронний тре-угольник

тетраэдр

прямо-угольная пирамида

прямо-угольный

треугольник

линейная двух-атомная

ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН = Свойства элементов, а также свойства и строение образуемых ими соединений, находятся в периодической зависимости от ПОРЯДКОВОГО НОМЕРА (… от атомных масс )

Правила расчета С.О. элемента:

В СЛОЖНОМ СОЕДИНЕНИИ: 1). F-1,… 2). O-2, …, 3). H+1, …, 4). С.О.(Меn+) = Me+n

ПРОСТОЕ ВЕЩЕСТВО ð С.О.= 0,… молекула ð С.О.= 0,… ион ð С.О.= его заряду (z±)

Наиболее вероятные значения С.О. атомов в соединениях элементов групп а (или б) в ПС ДИМ

I

II

III

IV

V

VI

VII

VIII

+1

+2

+3

+4

+5

+6

+7

(+8), (+6), (+4), (+2)

     

+2

+3

+4

+5

       

(+2)

(+2)

+3

           

(+2), +1

0

0

0

0

0

0

0

0

     

-4

-3

-2

-1

 

С.О.(V) = 0,+2,+3,+4,+5; С.О.(Cr) = 0,+2,+3,+6;

С.О.(Mn) = 0,+2,+3,+4,+6,+7; С.О.(Fe) = 0,+2,+3,+6;

С.О.(Co) = 0,+2,+3; С.О.(Ni) = 0,+2,+3;

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ (ОКНС):

I. ОКСИДЫ = Э2ОХ, [С.О.(О) = -2, Х ð 1÷8; выделяются:

ОСНОВНЫЕ(+), АМФОТЕРНЫЕ(+-), КИСЛОТНЫЕ(-).

II. ГИДРОКСИДЫ = Ме(ОН)n Û OH- + …, n – кислотность 1,2,3,(4):

ОСНОВАНИЯ, щелочи(+), АМФОТЕРНЫЕ(±).

III. КИСЛОТЫ = НmA Û H+ + …, m – основность 1,2,3,(4):

КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕ, БЕСКИСЛОРОДНЫЕ(-).

IV. СОЛИ = МеmАn Þ m Меn+ + Аm-;

Различные формы соединений класса СОЛЕЙ являются продуктами ПОЛНОЙ или ЧАСТИЧНОЙ нейтрализации между соединениями ОСНОВНОГО(+) и КИСЛОТНОГО(-) характера:

а). при ИЗБЫТКЕ основания (недостаток кислоты) образуются формы ОСНОВНЫХ = (гидроксо-ОН-) солей,

б). при ПОЛНОЙ нейтрализации – образуется форма СРЕДНЕЙ соли,

в). при ИЗБЫТКЕ кислоты (недостаток основания) образуются формы КИСЛЫХ = (гидро-Н+) солей.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА соединений – проявляются в стремлении к НЕЙТРАЛИЗАЦИИ(*) основных(+) и кислотных(-) свойств. Амфотерность(±) = как основные, так и кислотные свойства показывают некоторые оксиды и гидроксиды. БЕЗРАЗЛИЧНЫЕ(о) соединения – не показывают химических свойств.

ОСНОВНЫЕ (+) свойства проявляют оксиды ТИПИЧНЫХ металлов и …

ПЕРЕХОДНЫХ металлов d–электронного семейства в НИЗШИХ и невысоких С.О.;

КИСЛОТНЫЕ (-) свойства проявляют оксиды ТИПИЧНЫХ неметаллов и …

ПЕРЕХОДНЫХ металлов d–электронного семейства в ВЫСШИХ и высоких С.О.;

АМФОТЕРНОСТЬ (±) проявляют оксиды некоторых металлов главных подгрупп (Be, Al, Sn, Pb, …) и … оксиды ПЕРЕХОДНЫХ металлов d–электронного семейства в присущих им промежуточных С.О.;

ВОЗМОЖНЫ обменные взаимодействия между веществами, КРОМЕ: (+) + (+) ¹, (-) + (-) ¹, (о) + (о) ¹

Если в состав «молекул» хотя бы ОДНОГО из реагентов включены Н-атомы, то всегда будет получаться Н2О.

В любой (ОБМЕННОЙ или ОВ) реакции между веществами подбор стехиометрических коэффициентов согласно правилу: ЗАКАНЧИВАТЬ по балансу Н-атомов, ПРОВЕРЯТЬ правильность по балансу О-атомов.

ФОРМУЛЫ РАСЧЕТА КОНЦЕНТРАЦИЙ РАСТВОРОВ

(А – формула растворенного вещества; Растворитель – обычно, H2O)

 

НАИМЕНОВАНИЕ,

тип концентрации

ФОРМУЛА расчета

числитель

знаменатель

РАЗМЕРНОСТЬ

концентрации

1

Массовая ПРОЦЕНТНАЯ концентрация,

clip_image018

clip_image020

clip_image022

clip_image024

%

2

Молярная концентрация (МОЛЯРНОСТЬ),

clip_image026

clip_image028

clip_image030

clip_image032

clip_image034

clip_image036

3

Нормальная концентрация (НОРМАЛЬНОСТЬ),

clip_image038

clip_image040

clip_image042

clip_image044

clip_image046

clip_image048

clip_image050

4

Моляльная концентрация (МОЛЯЛЬНОСТЬ),

clip_image052

clip_image054

clip_image056

clip_image058

clip_image060

5

МОЛЯРНАЯ (мольная) ДОЛЯ, clip_image062

clip_image064

clip_image056[1]

Сумма числа моль растворенного вещества clip_image056[2]и clip_image068

-

6

ТИТР раствора, clip_image070

clip_image072

clip_image022[1]

clip_image075

clip_image077

ФОРМУЛЫ РАСЧЕТА ФАКТОРА ЭКВИВАЛЕНТНОСТИ = fэ(A)*, для разных веществ в обменных реакциях и в ОВР:

fэ(A)*

ОБМЕННЫЕ реакции

ОВ - реакции

ОКСИДЫ

ГИДРОКСИДЫ

КИСЛОТЫ

СОЛИ

1/+n∙ē

или

1/-m∙ē

Э2Ох

Ме(ОН)n

НmА

МеmАn

clip_image079

clip_image081

clip_image083

clip_image085

                     

КОЛЛИГАТИВНЫЕ (собирательные) СВОЙСТВА РАСТВОРОВ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ.

В формулах: индекс (0) – обозначает растворитель; (1) – обозначает растворенное вещество (А).

№1. ЗАКОН РАУЛЯ ð относительное понижение давления пара растворителя (0) над раствором: DР/Ро = N(1)

DР = Ро, (растворителя) – Ро, (раствора); ( Ро,Н2О293 К = 2,34 кПа; Ро,Н2О298 К = 3,17 кПа; Ро,Н2О303 К = 4,24 кПа )

№2. 1 СЛЕДСТВИЕ ЗАКОНА РАУЛЯ ð Dtзам. = K∙Сm(1); К(Н2О) = 1,86о; tзам.(Н2О) = 0 оС;

ПОНИЖЕНИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ ЗАМЕРЗАНИЯ РАСТВОРА: Dtзам. = tзам.(0) – tзам.(раствора);

№3. 2 СЛЕДСТВИЕ ЗАКОНА РАУЛЯ ð : Dtкип. = Е∙Сm(1); Е(Н2О) = 0,52о; tкип.(Н2О) = 100 оС;

ПОВЫШЕНИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ КИПЕНИЯ РАСТВОРА: Dtкип. = tкип.(раствора) – tкип.(0);

№4. ЗАКОН ВАНТ-ГОФФА ð ОСМОТИЧЕСКОЕ ДАВЛЕНИЕ РАСТВОРА: p = R∙T∙CM(1); Т = (t+273) К

В растворах ЭЛЕКТРОЛИТОВ растворенное вещество – (А) обязательно подвержено ЭЛЕКТРОЛИ-ТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ – (ЭД), при которой из каждой его молекулы образуется еще определенное число ионов, за счет которых ВОЗРАСТАЕТ общее количество растворенных частиц.

КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА в растворах ЭЛЕКТРОЛИТОВ превышают в i-раз свойства, рассчитанные по ТЕОРЕТИЧЕСКИМ ЗАКОНАМ №1, №2, №3, №4, которые не учитывают ионный распад молекул.

i = [a∙(к – 1) + 1] – этот коэффициент ПРИНЯТО НАЗЫВАТЬ изотоническим: он показывает превышение числа частиц в растворе электролита (молекулы + ионы) над изначальным их количеством (молекулы).

к – число ионов, образующихся при распаде ОДНОЙ молекулы; a - степень ЭД растворенного электролита:

a = clip_image087; clip_image089

В обобщенном виде: cв-во (№1, №2, №3, №4)электролит = i∙cв-во (№1, №2, №3, №4)неэлектролит

ЭД (электролитическая диссоциация) – это распад «молекул» на ИОНЫ (n+ или m-) в расплавах веществ или в их растворах с полярными растворителями. По отношению веществ к состоянию ЭД выделяют:

а) НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ – «прочны», не образуют положительные и отрицательные части (AmBn ¹® …),

б) плохо, «стадийно» распадаются на катионы и на анионы СЛАБЫЕ электролиты: AmBn Û mAn+ + nBm-,

в) – СИЛЬНЫЕ электролиты, хорошо, «полностью» распадаются на ионы: AmBn Þ mAn+ + nBm-.

НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ – это: 1). все ОКСИДЫ 2). все ПРОСТЫЕ вещества, …,;

СИЛЬНЫЕ электролиты – это: 1). все ЩЕЛОЧИ – KOH, Ca(OH)2, …

2). КИСЛОТЫ – HCl, HBr, HI, …, ЭО3(ОН)m – HMnO4, HClO3,…, ЭО2(ОН)m – H2SO4, HNO3, … ,

3). почти все СОЛИ;

СЛАБЫЕ электролиты (a<100%) – это: 1). ГИДРОКСИДЫ любых НЕЩЕЛОЧНЫХ металлов, Кв<10-4,

2). слабые КИСЛОТЫ – все за исключением СИЛЬНЫХ кислот , Ка<10-4.

ЭД ВОДЫ – процесс «неохотный»: 1Н2О Û 1 Н+ + 1 ОН- ; КН2О = 1,8∙10-16

уравнение ИП воды: [Н+]∙[ОН-] = 10-14 ; логарифмическая форма УИП воды: рН + рОН = 14

рН = -lg[Н+]; рОН = -lg[ОН-]; 0 £ рН £ 14

КИСЛЫЕ (Н+)-среды (рН<7), НЕЙТРАЛЬНЫЕ (Н2О)- среды (рН = 7), ЩЕЛОЧНЫЕ (ОН-)-среды (рН>7).


ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ – это разложение ВОДЫ ионами соли, приводящее к нарушению кислотно-щелочной НЕЙТРАЛЬНОСТИ образующегося раствора и возникновению либо рН<7, либо рН>7. Реакции соли с водой определяются ее концентрацией (Cs) и ионным составом – участвуют только ионы СЛАБЫХ электролитов:

СОЛЬ ОБРАЗОВАНА

Кв или Ка

Ион среды

рН

Кг =

h =

[иона] среды

Основание

кислота

Сильное

Слабая

Ка<10-4

ОН-

рН>7

=clip_image091

=clip_image093

[OH-]=clip_image095

Слабое

Сильная

Кв<10-4

Н+

рН<7

=clip_image097

=clip_image093[1]

[H+]=clip_image095[1]

Слабое

Слабая

Кв и Ка<10-4

ОН- или Н+

рН³7

=clip_image100

-

-

Сильное

Сильная

Кв и Ка>10-4

-

рН = 7

НЕТ ГИДРОЛИЗА

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ (смеси) ð а) слаб.кислота+ее соль, б) слаб.основание+его соль, в) «смесь» солей

Уравнения Хассельбаха-Хендерсона: для смесей а) рН = рКа-clip_image102, для смесей б) рН = 14-рКв+clip_image104.

ОВ-реакции – в отличие от простых ОБМЕННЫХ, это реакции, протекающие с изменениями СТЕПЕНЕЙ ОКИСЛЕНИЯ элементов, называемых В-ЛЬ и О-ЛЬ. Электронная теория (Л.В.Писаржевский, 1910 г.):

clip_image106

В-ЛЬ

ОВ-двойственность

О-ЛЬ

С.О.- МИНИМАЛЬНАЯ

С.О.- ПРОМЕЖУТОЧНАЯ

С.О.- МАКСИМАЛЬНАЯ

¹+m∙ē -n∙ē®

¬+m∙ē -n∙ē®

¬+m∙ē -n∙ē¹

H-

H20

H+

O-2

O-1

O20, (F2O+1)

S-2

S0, S+4

S+6

N-3

N20, N+1, N+2, N+3, N+4

N+5

K0

-

K+1

Cr0

Cr+2, Cr+3

Cr+6

Mn0

Mn+2, Mn+3, Mn+4, Mn+6

Mn+7

Типичные В-ЛИ – это в-ва в МИНИМАЛЬНОЙ или невысоких С.О.: Zn, Na2S, CaC2, H2,…

Типичные О-ЛИ – это в-ва в МАКСИМАЛЬНОЙ или высоких С.О.: K2Cr2O7, Na2CO3, KNO3, O2, Hg2Cl2,…

ПОРЯДОК ПОДБОРА КОЭФФИЦИЕНТОВ в схемах ОВР с использованием МЕТОДОВ:

1). ЭЛЕКТРОННЫЙ БАЛАНС

(применим для реакций в неводных средах)

1

расставить С.О. ВСЕМ элементам взаимодействующих веществ

2

составить электронные уравнения для процессов О-Я и В-Я: (± m∙n ē)

3

выполнить ЭЛЕКТРОННЫЙ БАЛАНС и выставить коэффициенты к ЧЕТЫРЕМ веществам ОВР

4

выставить в ПОСЛЕДНЮЮ очередь коэффициент к молекулам ВОДЫ по балансу Н-атомов

5

проверка ПРАВИЛЬНОСТИ выставленных коэффициентов в ОВР ð по балансу О-атомов

2). ПОЛУРЕАКЦИИ = ионно-электронный баланс

(отражает ЭД-состояние КАЖДОГО вещества в водном растворе и характер среды в реакции)

1

указать молекулу реагента, определяющую характер СРЕДЫ (выбрать схему добавления О-атомов)

2

оценить состояние ЭД каждого вещества и

«разделить» на части молекулы СИЛЬНЫХ электролитов – (/)

3

составить уравнения полуреакций для процессов В-Я и О-Я

с учетом характера СРЕДЫ и ПОДСКАЗОК

4

получить ПИУ и КИУ ОВР сложением уравнений полуреакций

с учетом множителей электронного баланса (±m n ē)

5

(!) – проверить правильность КИУ ОВР по равенству ЗАРЯДОВ его левой и правой частей

6

перенести КОЭФФИЦИЕНТЫ из КИУ ОВР

к соответствующим веществам в молекулярную «схему» ОВР

7

(!!) – проверить правильность коэффициентов по числу О-атомов слева и справа в «схеме» ОВР.

Если баланса О-атомов НЕТ:

- отыскать «неучтенные» ИОНЫ в молекулах В-ЛЯ и О-ЛЯ исходной молекулярной «схемы» ОВР,

- составить формулы молекул «недостающих» ПРОДУКТОВ с противоионами СРЕДЫ.

clip_image108

ПОДСКАЗКИ в «схемах» ОВР…(МОГУТ БЫТЬ ПОКАЗАНЫ В ЧИСЛЕ ПРОДУКТОВ, т.е. после знака ↔):

СРЕДА

ОК-ЛЬ

Cr2O72-

MnO41-

КИСЛАЯ

Cr3+

Mn2+

НЕЙТРАЛЬНАЯ

¹

MnO2¯

ЩЕЛОЧНАЯ

¹

MnO42-


СРЕДА

Н2О2 Þ проявляет ОВ-ДВОЙСТВЕННОСТЬ

Н2О2 Þ ОК-ЛЬ

Н2О2 Þ В-ЛЬ

КИСЛАЯ

Н2О2 + 2Н+ + 2 ē = 2Н2О

Н2О2 – 2ē = О2 + 2Н+

НЕЙТРАЛЬНАЯ

¹

¹

ЩЕЛОЧНАЯ

Н2О2 + 2 ē = 2 ОН-

Н2О2 + 2ОН- – 2ē = О2 + 2Н2О


ОСНОВНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ – в ЛЮБЫХ реакциях Мео – только В-ЛИ:

Мео + (О-ЛЬ) + СРЕДА Þ …(продукты ОВР)

РЯД АКТИВНОСТИ МЕТАЛЛОВ = ряд напряжений МЕТАЛЛОВ:

[АКТИВНЫЕ – (а) = Li,…, Mn], [ПОЛУАКТИВНЫЕ – (ср) = Zn,…, Pb],

[H]

[МАЛОАКТИВНЫЕ – (м) = Cu, Hg, Ag], [НЕАКТИВНЫЕ – (н) = …,Au, Pt.]

→ ВОССТАНОВИТЕЛЬНАЯ активность Мео УМЕНЬШАЕТСЯ,

ОКИСЛИТЕЛЬНАЯ активность Меn+ ВОЗРАСТАЕТ →

CЛЕДСТВИЯ из ряда активности металлов:

1). БОЛЕЕ активные Мео металлы вытесняют катионы МЕНЕЕ активных Меn+ из их соединений,

2). Металлы Мео групп = (а, ср) вытесняют Н2­ из КИСЛОТ, в которых Н+ = о-ль (HCl,…H2O,…H2SO4(разб.)),

3). «БЫСТРОТА» и активность вытеснения повышается с удалением взаимодействующих «ПАР»: Ме1, Ме2.

СХЕМЫ взаимодействий металлов Мео групп = (а, ср, м)

с растворами H2SO4(к), HNO3(p), HNO3(к)

Мео + H2SO4(к) =(to)Þ соль(*) + Н2О + { H2S→(a), S→(ср), SO2→(м) }

соль(*) – содержит катион Меn+ в возможно МИНИМАЛЬНОЙ положительной С.О.

Мео + HNO3(p) =(to)Þ соль(**) + Н2О + { NH3→(a), N2, N2O→(ср), NO→(м) }

соль(**) – содержит катион Меn+ в возможно МАКСИМАЛЬНОЙ положительной С.О.

Мео + HNO3(к) =(to)Þ соль(***) + Н2О + { N2O→(а), NO→(ср), NO2→(м) }

соль(***) – содержит катион Меn+ в максимальной С.О. или представлена кислородсодержащей КИСЛОТОЙ

НЕАКТИВНЫЕ, или благородные металлы группы = (н) взаимодействуют только с РАСПЛАВАМИ окислителей, а также c горячими РАСТВОРАМИ сильных ОКИСЛИТЕЛЕЙ: F2, O2, H2SeO4, HNO3+3HCl, …

(«АМФОТЕРНЫЙ» металл из групп = (а, ср) в расплаве или крепком растворе какой-либо щелочи)

Мео + ОН- + (Н2О) Þ Н2# + [«комплексная» низшая ОКСО-соль АМФОТЕРНОГО Меn+]

Окисление: Мео + … – n∙ē → [«комплексный» анион низшей ОКСО-соли АМФОТЕРНОГО Меn+]

Восстановление: 2H2O + 2∙ē → H2# + 2OH-

(«Амфотерный» металл только из групп = (а, ср) в расплаве или крепком растворе какой-либо щелочи)

Физико-химические процессы ЭЛЕКТРОХИМИИ: АНОД = ок-ние (–m∙ē), КАТОД = восст-ние (+n∙ē).

Самопроизвольно протекают ОВ-реакции в приборах, генерирующих постоянный электрический ток:

разнообразные ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ, АККУМУЛЯТОРЫ, КОРРОЗИОННЫЕ СИСТЕМЫ.

Вынужденно, под действием тока от внешнего источника – происходят процессы ЭЛЕКТРОЛИЗА веществ.

ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ, АККУМУЛЯТОРЫ, …

ЭЛЕКТРОЛИЗ

АНОД заряжен ОТРИЦАТЕЛЬНО (А-),

КАТОД заряжен ПОЛОЖИТЕЛЬНО (К+).

АНОД заряжен ПОЛОЖИТЕЛЬНО (А+),

КАТОД заряжен ОТРИЦАТЕЛЬНО (К-).

Э/Х-схема: (А-) Ме1 | электролит | Ме2 (К+) или

(А-) Ме1 | соль Ме1, См,1 || соль Ме2, См,2 | Ме2 (К+)

АНОДНЫЕ электроды изготавливаются из БОЛЕЕ активного металла- Ме1 или из металла, который погружен в раствор электролита с МЕНЬШЕЙ концентрацией окисляющего вещества – См.

Наиболее сильные ОКИСЛИТЕЛИ – катионы из электролита восстанавливаются на катоде; наиболее сильные ВОССТАНОВИТЕЛИ - анионы из электролита окисляются на ИНЕРТНОМ аноде (графит, …);

Расчет потенциала электрода (ур-ние Нернста):

ЕМеn+, Ме = ЕоМеn+, Ме + 0,059∙lg[Men+]/n

ПРАВИЛА разряда на электродах ГИДРАТИРОВАННЫХ ионов из электролита:

Е(катод) > Е(анод)

Напряжение на электродах: rЕ = Е(катод) – Е(анод)

Катод (К-)

Анод (А+)

КОРРОЗИЯ металлических изделий:

НЕЛЬЗЯ восстановить катионы металлов – (а):

Li+, Na+, K+, Rb+, Be2+, Mg2+, Ca2+, Ba2+, Al3+,…

НЕЛЬЗЯ окислить анионы F- и «кислородных» кислот:

BO33-, PO43-, SO42-, NO3-,

Анодные участки (-)

Катодные

участки (+)

реальный процесс:

Me – n ē ® Men+

1). Кислая среда:

2 Н+ + 2 ē ® Н2­

2). Среда кислоты + О2:

4 Н+ + О2 + 4 ē ® 2 Н2О

3). «влажный воздух»:

2 Н2О + О2 + 4 ē ® 4 ОН-

2 Н2О + 2 ē ®

→ Н2­ + 2 ОН-

2 Н2О – 4 ē ® О2­ + 4 Н+

АКТИВНЫЙ анод растворяется сам:

Me – n∙ē ® Men+

Закон Фарадея:

m(вещества) = Mэ(вещества)∙I∙t/F

h(вещества) = clip_image110

Ag+ + ē ® Ag

+0,80 В

Zn2+ + 2 ē ® Zn

-0,76 В

Cl2 + 2 ē ® 2 Cl-

+1,36 В

O2 + 2 H2O + 4 ē ® 4 OH-

+0,40 В

NO3- + H2O + 2 ē ® NO2- + 2 OH-

+0,01 В

SO42- + 2 H+ + 2 ē ® SO32- + H2O

+0,17 В

O2 + 2 H2O + 4 ē ® 4 OH-

+0,40 В

Cr2O72- + 14 H+ + 6 ē ® 2 Cr3+ + 7 H2O

+1,33 В

Cu2+ + 2 ē ® Cu

+0,34 В

Fe2+ + 2 ē ® Fe

-0,44 В

2 H+ + 2 ē ® H2

0,00

2 H2O + 2 ē ® H2 + 2 OH-

-0,83 В

Sn2+ + 2 ē ® Sn

-0,14 В

MnO4- + 8 H+ + 5 ē ® Mn2+ + 4 H2O

+1,51 В

MnO4- + 2 H2O + 3 ē ® MnO2 + 4 OH-

+0,59 В

MnO4- + ē ® MnO42-

+0,54 В

         


ОСНОВНЫЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

m A + n B = p C + q D

(РАЗРЫВАЮТСЯ связи в молекулах реагентов)Þ(образуются БОЛЕЕ устойчивые молекулы ПРОДУКТОВ)

ЭНЕРГЕТИКА

«определяет ВОЗМОЖНОСТЬ протекания реакции»

КИНЕТИКА

«определяет БЫСТРОТУ реализации процесса»

ПОНЯТИЯ: система, окружающая среда, ±Q, процессы ЭКЗО-термические или ЭНДО-термические, U, H, G, Нf, DНfо,±DН(реакции), S, Sfo, ±DS(реакции), DGf, DGfo, DG(реакции).

(Численные значения этих величин даны в таблицах)

ПОНЯТИЯ: «быстрота» = СКОРОСТЬ взаимодействия веществ, V®; V¬, природа РЕАГЕНТОВ,

концентрации и агрегатные состояния веществ,

Р, Т, катализаторы, ОБРАТИМЫЕ (Û) системы, химическое равновесие и его смещения → и ←.

1). закон Лапласа

Q(реакции) = -DН(реакции)

1). уравнение Аррениуса:

k® или ¬ = Z∙A∙e-Ea/RT

2). закон Гесса

…следствие «ЗГ» №1:

…следствие «ЗГ» №2:

…следствие «ЗГ» №3:

DН(реакции) = Нконечное-Нначальное

2). ЗДМ (закон действующих масс) или закон Гульдберга-Вааге:

V® = k®∙C(A)m∙C(B)n или

V® = kр®∙pm(Агаз)∙pn(Вгаз)

(m+n)£3!

DНo(р) = p∙DНоf(C) +q∙DНоf(D) -m∙DНоf(A) -n∙DНоf(B)

3). правило

Вант-Гоффа:

clip_image112; (g=2÷4)

DSo(р) = p∙Sfо(C) +q∙Sfо(D) -m∙Sfо(A) -n∙Sfо(B)

4). дополнительные вещества, влияющие на реакцию в(→) или (←) направлениях

КАТАЛИЗАТОРЫ – ускоряют; ИНГИБИТОРЫ – замедляют реакцию, меняя ее ЭНЕРГИЮ АКТИВАЦИИ – (Еа).

DGo(р) = p∙DGfо(C) +q∙DGfо(D) -m∙DGfо(A) -n∙DGfо(B)

 

Возможность протекания реакции в заданных Р и Т:

DG(реакции) = (DН(реакции) – Т∙DS(реакции)) < 0; (ð)

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ (Û): V® = V¬

Равновесные концентрации: [A], [B], [C], [D]

Взаимосвязь результатов расчетов энергетических и кинетических параметров реакции:

DG(реакции) = – R∙T∙lgKхр

clip_image114

СДВИГИ РАВНОВЕСИЯ (принцип Ле-Шателье-Брауна) «Если на РАВНОВЕСНУЮ систему оказывается внешнее воздействие (DС, DТ, DР), то УСКОРЯЕТСЯ реакция (®) или (¬ ), ведущая к УМЕНЬШЕНИЮ этого воздействия»:

1). (DС): УВЕЛИЧЕНИЕ концентраций реагентов, УМЕНЬШЕНИЕ концентраций продуктов ускоряют – (→),

обратные изменения [концентраций веществ] приведут к сдвигу их равновесия ВЛЕВО – (←),

2). (DТ): УВЕЛИЧЕНИЕ температуры в системе (Т) ускоряет ЭНДО-процесс (DН(реакции)>0)

УМЕНЬШЕНИЕ температуры в системе (Т) ускоряет ЭКЗО-процесс (DН(реакции)<0)

3). (DР) ð действительно ТОЛЬКО в равновесиях «газообразных» веществ:

увеличение Робщего (газов) Þ приводит к УМЕНЬШЕНИЮ объема – (V(системы))

уменьшение Робщего (газов) Þ приводит к УВЕЛИЧЕНИЮ объема – (V(системы))

ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д.И.Менделеева

(указаны №, символ, электронное семейство)

ПЕРИОД

ГРУППА

I

II

III

IV

V

VI

VII

VIII

подгруппа

а

б

а

б

а

б

а

б

а

б

а

б

а

б

а

б

I

(H) ,s-

         

1, H, s-

2, He, s-

II

3, Li, s-

4, Be, s-

5, B, p-

6, C, p-

7, N, p-

8, O, p-

9, F, p-

10, Ne, p-

III

11, Na, s-

12, Mg, s-

13, Al, p-

14, Si, p-

15, P, p-

16, S, p-

17, Cl, p-

18, Ar, p-

IV

19, K, s-

20,Ca, s-

21, Sc

22, Ti

23, V

24, Cr

25, Mn

Fe, Co, Ni

29, Cu

30, Zn

31, Ga, p-

32, Ge, p-

33, As, p-

34, Se, p-

35, Br, p-

36, Kr, p-

V

37, Rb, s-

38, Sr, s-

39, Y

40, Zr

41, Nb

42, Mo

43, Tc

Ru, Rh, Pd

47, Ag

48, Cd

49, In, p-

50, Sn, p-

51, Sb, p-

52, Te, p-

53, I, p-

54, Xe, p-

VI

55, Cs, s-

56, Ba, s-

57→71, La*

72, Hf

73, Ta

74, W

75, Re

Os, Ir, Pt

79, Au

80, Hg

81, Tl, p-

82, Pb, p-

83, Bi, p-

84, Po, p-

85, At, p-

86, Rn, p-

VII

87, Fr, s-

88, Ra, s-

89→103, Ac**

104, Rf

105, Db

106, Sg

107, Bh

Hs, Mt,…

элементы s-, p- и d-электронных семейств

«АМФОТЕРНЫЕ» элементы:

Be, Al, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Zn, Ga, Ge, Zr, Nb, Mo, Tc, Sn, Sb, Hf, Ta, W, Re, Au, Pb, Bi, Po,

ИНЕРТНЫЕ или «благородные газы» – элементы, завершающие текущий период
Принятые наименования: щелочные, щелочно-земельные, благородные металлы, халькогены, галогены

*ЛАНТАНОИДЫ – (все 4f- элементы расположены в клеточке №57 = La* внутри периодической таблицы)

Ce

Pr

Nd

Pm

Sm

Eu

Gd

Tb

Dy

Ho

Er

Tm

Yb

Lu

**АКТИНОИДЫ – (все 5f- элементы расположены в клеточке №89 = Ac** внутри периодической таблицы)

Th

Pa

U

Np

Pu

Am

Cm

Bk

Cf

Es

Fm

Md

No

Lr

кислота

соли

 

название

ЭД кислот

формула

кислотный остаток

название аниона

 

КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕ кислоты и их соли

 

Азотная

HNO3

NO3-

Нитрат

 

Азотистая

слабая

HNO2

NO2-

Нитрит

 

Алюминиевая (мета)

слабая

HAlO2

AlO2-

Мета-алюминат

 

Бериллиевая

слабая

H2BeO2

BeO22-

Бериллат

 

Борная (орто)

слабая

H3BO3

BO33-

Орто-борат

 

Борная (тетра)

слабая

H2B4O7

B4O72-

Тетраборат

 

Висмутовая

 

HBiO3

BiO3-

Висмутат

 

Железная

 

H2FeO4

FeO42-

Феррат

 

Железистая (мета)

слабая

HFeO2

FeO2-

Феррит

 

Кремниевая (мета)

слабая

H2SiO3

SiO32-

Мета-силикат

 

Марганцовая

HMnO4

MnO4-

Перманганат

 

Марганцовистая

H2MnO4

MnO42-

Манганат

 

Молибденовая

H2MoO4

MoO42-

Молибдат

 

Мышьковая (орто)

слабая

H3AsO4

AsO43-

Орто-арсенат

 

Оловянная (мета)

слабая

H2SnO3

SnO32-

Мета-станнат

 

Оловянистая

слабая

H2SnO2

SnO22-

Станнит

 

Селеновая

H2SeO4

SeO42-

Селенат

 

Свинцовая (мета)

слабая

H2PbO3

PbO32-

Мета-плюмбат

 

Свинцовистая

слабая

H2PbO2

PbO22-

Плюмбит

 

Серная

H2SO4

SO42-

Сульфат

 

Дисерная

 

H2S2O7

S2O72-

Дисульфат

 

Тиосерная

слабая

H2S2O3

S2O32-

Тио-сульфат

 

Сернистая

слабая

H2SO3

SO32-

Сульфит

 

Сурьмяная (мета)

слабая

HSbO3

SbO3-

Мета-антимонат

 

Теллуровая

H2TeO4

TeO42-

Теллурат

 

Угольная

слабая

H2CO3

CO32-

Карбонат

 

Муравьиная

слабая

HCOOH

HCOO-

Формиат

 

Уксусная

слабая

CH3COOH

CH3COO-

Ацетат

 

Фосфорная (орто)

слабая

H3PO4

PO43-

Орто-фосфат

 

Фосфорная (мета)

слабая

HPO3

PO3-

Мета-фосфат

 

Дифосфорная

слабая

H4P2O7

P2O74-

Дифосфат

 

Фосфористая (мета)

слабая

HPO2

PO2-

Мета-фосфит

 

Хромовая

H2CrO4

CrO42-

Хромат

 

Дихромовая

H2Cr2O7

Cr2O72-

Дихромат

 

Хромистая (мета)

слабая

HCrO2

CrO2-

Мета-хромит

 

кислоты и соли с атомами CI, Br, I – ПОДОБНЫ

 

Хлорная

HClO4

ClO4-

Пер-хлорат

 

Хлорноватая

HClO3

ClO3-

Хлорат

 

Хлористая

слабая

HClO2

ClO2-

Хлорит

 

Хлорноватистая

слабая

HClO

ClO-

Гипо-хлорит

 

БЕСКИСЛОРОДНЫЕ кислоты и их соли

 

Фтороводородная

слабая

HF

F-

Фторид

 

Хлороводородная

HCl

Cl-

Хлорид

 

Бромоводородная

HBr

Br-

Бромид

 

Иодоводородная

HI

I-

Иодид

 

Циановодородная

слабая

HCN

CN-

Цианид

 

Тиоциановодородная

слабая

HSCN

SCN-

Тио-цианид

 

Селеноводородная

слабая

H2Se

Se2-

Селенид

 

Сероводородная

слабая

H2S

S2-

Сульфид

 
                                     

ВСПОМОГАТЕЛЬНЫЕ АРИФМЕТИЧЕСКИЕ ВЫЧИСЛЕНИЯ … clip_image116, ln a, lg a

в последовательности цело.?..ЧИСЛЕННЫХ значений – а = от 1 до 10

clip_image118аÞ

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

clip_image120

1

1,41

1,73

2

2,23

2,45

2,65

2,82

3

3,16

ln a

0

6,69

1,10

1,39

1,61

1,79

1,95

2,08

2,20

2,30

lg a

0

0,30

0,48

0,60

0,70

0,78

0,85

0,90

0,96

1


clip_image122 = Химия - наука, изучающая вещества их состав, строение, свойства и взаимные превращения.∙10х/2

lg(a∙10х) = х + lg a

ln a = 2,3∙lg a

МНОЖИТЕЛИ и ПРИСТАВКИ

(для обозначения дольных единиц величины)

мн-ль

приставка

число х

(1<÷>10) =

±1,

±2,

……

±8,

±9,

мн-ль

приставка

назв-е

обозн-е

назв-е

обозн-е

101

дека

да

10-1

деци

д

102

гекто

г

10-2

санти

с

103

кило

к

10-3

милли

м

106

мега

М

10-6

микро

мк

109

гига

Г

10-9

нано

н

1012

тера

Т

10-12

пико

п

НАИМЕНОВАНИЕ ТЕМЫ

страница

1. Основные понятия и законы химии

1

2. Эл-е КОНФИГУРАЦИИ атомов. Валентность и формы молекул. Таблица С.О. – элементов ..

2

3. Основные КЛАССЫ неорг.соединений. Виды концентраций, факторы эквивалентности.

3

4. КОЛЛИГАТИВНЫЕ свойства. ЭД различных веществ. рН растворов

4

5. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ; Буферные смеси. ОВ – Реакции; метод ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА

5

6. Ионно-электронный баланс = метод ПОЛУРЕАКЦИЙ – применение …

6

7. Химические СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ (ряд активностей …)

7

8. ЭЛЕКТРОХИМИЯ: гальванические элементы, коррозия, электролиз – ЗАКОНЫ…

8

9. Термодинамика, Кинетика, Химическое равновесие – ЗАКОНОМЕРНОСТИ …

9

10. ПС Д.И.Менделеева – признанные группировки элементов …

10

11. Таблица КИСЛОТ и их СОЛЕЙ (формулы и наименования)

11

Тема необъятна, читайте еще:

  1. Химия углеводов. Строение, свойства, функции в организме.
  2. « Химия металлов».Строение атомов металлов , его свойства.
  3. Химия углеводов Общая характеристика, строение и свойства углеводов.
  4. Строение, физико-химические и коррозионные свойства металлов и металлических материалов

Автор: Леха, 22.05.2015
Рубрики: Химия
Предыдущие записи: Жизнь и деятельность Д.И. Менделеева.
Следующие записи: Альберт Хофманн ЛСД – мой трудный ребёнок.

Последние статьи

  • ТОП -5 Лучших машинок для стрижки животных
  • Лучшие модели телескопов стоимостью до 100 долларов
  • ПРЕДУПРЕЖДЕНИЕ ОТКЛОНЕНИЙ РЕЧЕВОГО РАЗВИТИЯ У ДЕТЕЙ РАННЕГО ВОЗРАСТА
  • КОНЦЕПЦИИ РАЗВИТИЯ И ПОЗИЦИОНИРОВАНИЯ СИБИРИ: ГЕОПОЛИТИЧЕСКИЕИ ГЕОЭКОНОМИЧЕСКИЕ АСПЕКТЫ ОЦЕНКИ
  • «РЕАЛИЗМ В ВЫСШЕМ СМЫСЛЕ» КАК ТВОРЧЕСКИЙ МЕТОД Ф.М. ДОСТОЕВСКОГО
  • Как написать автореферат
  • Реферат по теории организации
  • Анализ проблем сельского хозяйства и животноводства
  • 3.5 Развитие биогазовых технологий в России
  • Биологическая природа образования биогаза
Все права защищены © 2015 Kursak.NET. Электронная библиотека : Если вы автор и считаете, что размещённая книга, нарушает ваши права, напишите нам: admin@kursak.net