Химия Шпоры. 1. Сформулируйте определения понятий химический элемент, атом, молекула, ион, вещество. Хим элемент

• Название: 1. Сформулируйте определения понятий химический элемент, атом, молекула, ион, вещество. Хим элемент
• Анкор: Химия Шпоры.doc
• Дата: 24.04.2017
• Размер: 302 Kb.
• Имя файла: Химия Шпоры.doc
• Тип: Документы; #4688
• Категория: Химия
• страница: 3 из 3

32.Металлы и их классификация по периодической системе. Физические и химические свойства металлов.

Хар-ые св-ва металлов: Мет связь в кристаллах, Метал блеск, Хорошие теплопроводность и электрическая проводимость,Ковкость и пластичность, Восстановители, Оксиды имеют ионный характер и при растворении в воде образуют основные растворы Граница между металлами и неметаллами размыта, между ними находятся полуметаллы (рис. 11.1). Полуметаллы обл-ют св-ми как металлов, так и неметаллов. Напр, серый мышьяк име­ет метал блеск и электрическую проводимость, однако он хрупок, а желтый мышьяк - имеет чисто неметаллические свойства.



Физ свойства металлов. Как было показано в гл. 4, на­ходящиеся в металлической решетке ионы связаны друг с другом не-локализованными подвижными электронами. Разность энергии моле­кулярных орбиталей в зоне проводимости металла невелика, поэтому электроны, возбуждаясь, относительно легко переходят из одной ор-битали в другую. Этим объясняется высокие электрическая проводи­мость и теплопроводность металлов. Максимальную электрическую проводимость имеют серебро, медь, золото и алюминий. Ионы ме­таллов в кристалле могут скользить относительно друг друга. Этим объясняется ковкость (способность к расплющиванию) и пластич­ность (способность вытягиваться в проволоку и ленту).

Физико-хим свойства металлов. Вследствие ненасы­щенности и ненаправленности металлической связи для кристаллических решеток металлов характерна высокая плотность упаковки. Больш-во металлов кристаллизуется с обр-ем гексагональ­ных или кубических (гранецентрированных или объемно центриро­ванных) решеток. Так как разница энергий решеток металлов относи­тельно невелика, то большинство металлов полиморфны.

33.Металлические сплавы и композиты.

Металлические сплавы — вещ-ва, обладающие метал-ми свойствами и состоящие из двух или более элементов, из кот хотя бы один явл металлом. Их получают охлаждением расплавленных смесей, совместным осажде­нием из газовой фазы, электроосаждением из растворов и расплавов, диффузионным насыщением. Свойства сплавов значительно отлича­ются от свойств металлов. Например, прочность на разрыв сплава меди и цинка (латуни) в три раза выше, чем у меди и в шесть раз по сравнению с цинком. Железо хорошо растворимо, а его сплав с хро­мом и никелем (нержавеюща сталь) - устойчив в разбавленной сер­ной кислоте. Различают однофазные сплавы (твердые растворы), ме­ханические смеси и химические соединения (интерметаллиды).

Композиционные материалы. Керметы. Композиционные ма­териалы (композиты) получают объемным сочетанием химически разнородных компонентов при сохранении границы раздела между ними. Свойства композитов существенно отличаются от свойств вхо­дящих в них компонентов.

Композиционные материалы состоят из основы (матрицы) и до­бавок (порошков, волокон, стружки и т.д.).

Композиты характеризуются высокой прочностью, твердостью, износостойкостью. Например, предел прочности на растяжение ком­позита, состоящего из железного порошка и нитевидных кристаллов оксида алюминия в три раза выше, чем у неармированного железа. В пять раз возрастает усталостная прочность меди при ее армировании волокнами вольфрама. Композиты широко используются в качестве конструкционных материалов, материалов износостойких контактов, подшипников, штампов и инструментов. Многие из них обладают жаростойкостью, поэтому служат огнеупорами, материалами чехлов термопар, испарителей металлов, тепловыделяющих элементов, ава­рийных стержней в атомной энергетике и др.

34.Органические полимерные материалы. Методы получения полимеров.

Полимеры - высокомолекулярные соединения, которые характе­ризуются молекулярной массой от нескольких тысяч до многих мил­лионов. Молекулы полимеров, называемые также макромолекулами, состоят из большого числа повторяющихся звеньев. Вследствие большой молекулярной массы макромолекул полимеры приобретают некоторые специфические свойства. Поэтому они выделены в особую группу химических соединений.

Отдельную группу также составляют олигомеры, которые по зна­чению молекулярной массы занимают промежуточное положение между низкомолекулярными и высокомолекулярными соединениями.

Различают неорганические, органические и элементоорганиче-ские полимеры. Органические полимеры, в свою очередь, подразде­ляют на природные и синтетические. В настоящей главе рассматри­ваются в основном органические синтетические полимеры.

Полимеры получают методами полимеризации или поликонденсации.

Полимеризация (полиприсоединение). Это реакция образо­вания полимеров путем последовательного присоединения молекул низкомолекулярного вещества (мономера).

Полимеризация — самопроизвольный экзотермический процесс (G<0, H<0 ), так как разрыв двойных связей ведет к уменьшению энергии системы.

Реакция синтеза полимера из соединений, имеющих две или более функциональные группы, сопровождающаяся образованием низкомолекулярных продуктов (Н₂О, NH₃, HCl, СН₂О и др.), называется поликонденсацией.
28.Электролиз. Сущность процесса электролиза. Факторы, определяющие последовательность разряда ионов на электродах.

Электролизом наз процессы, происходящие на элек­тродах под действием электрического тока, подаваемого от внешнего источника. При электролизе происходит превращение электрической энергии в химическую. Ячейка для электролиза, называемая электролизером, состоит из двух электродов и элек­тролита. Электрод, на кот идет реакция восстановления (ка­тод), у электролизера подключен к отрицательному полюсу внешнего источника тока. Электрод, на котором протекает реак­ция окисления (анод), подключен к положительному полюсу источника тока. Сu²⁺ + 2е = Сu⁰. Последовательность разрядки ионов на аноде зависит как от природы аниона, так и от вещества, из которого сделан анод. Различают нерастворимые (инертные) аноды и растворимые (активные). К первым относят электроды из угля, графита, пла­тины, ко вторым - из металлов. На инертных анодах окисляются в первую очередь элемен­тарные ионы в порядке возрастания величины стандартного электродного потенциала, т. е. чем меньше ⁰, тем легче ионы окисляются (S^2-, I^-, Вг^-, Сl^-). При наличии кислородсодержащих ионов на аноде окисляются молекулы воды:

2Н₂О - 4е = О₂ + 4Н⁺ (рН <, 7) или гидроксильные ионы:

4ОН^- - 4е = О₂ + 2Н₂О (рН>7).

29.Электролиз расплавов и растворов электролитов.

Сложные кислородсодержащие ионы из водных растворов, практически, не окисляются.

На активных электродах при электролизе будет окисляться кислород.

Рассмотрим электролиз с нерастворимым анодом водных растворов солей Na₂SO₄ и NaCl:

а)в растворе Na₂SO₄ имеются ионы: Na⁺, SO₄^2-, Н⁺, ОН^-:

Na₂SO₄  2Na⁺ +SO₄^2-, H₂O  Н⁺ + ОН^- (рН = 7).

К (-) | Na₂SO₄, H₂O | (+) А.

Na⁺SO₄^2-Н₂О Н₂О

К (-): 2Н₂О + 2е = Н₂ + 2ОН^-, А(+):2Н₂О-4е = О₂ + 4Н⁺

Суммарной является реакция разложения воды:

2Н₂О  2Н₂ + О₂;

б)в растворе NaCl имеются ионы: Na⁺, Сl^-, Н⁺, ОН^-:

NaCl  Na⁺ + Сl^-, Н₂О  Н⁺ + ОН^-.

К (-): 2Н₂О + 2е = Н₂ + 2ОН^-,

А(+):2Сl^- - 2е = С1₂.

2Н₂О + 2Сl^- = Н₂ + 2ОН^- + С1₂,

2Н₂О + 2NaCl = Н₂ + 2NaOH + С1₂.

Количество вещества, подвергшегося электрохимическим превращениям, зависит от количества электричества, прошедше­го через электролит.

30.Коррозия металлов. Виды коррозии.

Коррозия - это самопроизвольный процесс разрушения ме­таллов под влиянием внешней среды.Причиной коррозии является более низкая термодинамиче­ская стабильность металлов, чем их соединений (оксидов, гид-роксидов, солей). По механизму протекания коррозийного процесса различа­ют химическую коррозию и электрохимическую коррозию.

Химическая коррозия характерна для сред, не проводящих электрический ток. По условиям протекания коррозийного про­цесса различают:

а)газовую коррозию - в газах, парах без конденсации влаги на поверхности металла (обычно при высоких температурах);

б)жидкостную коррозию - в растворах неэлектролитов (аг­рессивных органических жидкостях).

Разрушение металлов при соприкосновении с электролитом с возникновением в системе электрического тока называется электрохимической коррозией.

Электрохимическая коррозия в основном характерна для сред, имеющих ионную проводимость:

а) в водных растворах солей, кислот, щелочей, морской воде; б)в атмосфере любого влажного газа; в)в почве.

31.Способы защиты металлов от коррозии.

Выбор сп-в защиты от коррозии опр-ся характе­ром коррозии и условиями ее протекания.

Способы защиты металлов от коррозии. Легирование - эф метод повышения коррозийной стойкости метал­лов. При легировании вводят компоненты, вызывающие наряду с пассивированием металла, повышение его жаростойкости и жаропрочности (хром, никель, вольф­рам и т. п.)

Защитные покрытия бывают металлические и неметалли­ческие. Металлические покрытия, в свою очередь, разделяются на анодные (металл-покрытие более активен, чем защищае­мый) и катодные (металл-покрытие менее активен, чем защи­щаемый). Лакокрасочные покрытия, эмали относятся к неметалличе­ским покрытиям. Они должны быть стойкими к высоким темпе­ратурам, кислотам, щелочам, бензину и др рессивным факторам.

К электрохимическому способу защиты металлов от корро­зии относят протекторную и катодную защиту. Протекторная защита наиболее часто исп для предохранения конструкций (подземных трубопроводов, кабе­лей, корпусов судов), находящихся в среде электролита (мор­ской воде, почве). Электрохимическая защита осуществляется присоединением к защищаемой конструкции металла с более отрицательным значением электродного потенциала, который, выполняя роль анода, разрушается.

Сущность катодной защиты заключается в том, что защи­щаемые изделия подключают к отрицательному полюсу внеш­него источника тока. В электродной среде изделие становится катодом, что и предотвращает его разрушение, а анодом служит вспомогательный электрод.

Изменение свойств коррозийной среды. Снизить агрессив­ность коррозийной среды можно удалением ки­слорода, изменением рН среды, введением ингибиторов. Инги­биторы, адсорбируясь на коррозийной поверхности, тормозят процессы, тем самым уменьшая скорость коррозии.

26.Окислительно-восстановительные реакции. Степень окисления. Методы расстановки коэффициентов в ОВР.

Любая окислительно-восстановительная реакция (ОВР) со­стоит из процессов окисления и восстановления.

Окисление - это отдача электронов атомами вещества, т. е. повышение степени окисления атома. В качестве примера рас­смотрим реакцию окисления цинка:

Zn° - 2e  Zn²⁺.

Восстановление - это присоединение электронов к веществу и понижение степени окисления атомов. Например, реакция вос-становленя иона Сu²⁺:

Сu²⁺+2е  Сu⁰.

Под степенью окисления понимается воображаемый заряд атома в соединении, вычислен­ный, исходя из предположения, что соединение состоит из ио­нов. Определение степени окисления проводят, используя сле­дующие правила:

1. 
   степень окисления атома в простом веществе, например, в металле или в Н₂, N₂, Оз, равна нулю;
   
2. 
   степень окисления атома в виде одноатомного иона в со­единении, имеющем ионное строение, равна заряду данного иона;
   
3. 
   в соединениях с ковалентными полярными связями отри­цательный заряд относят к более электроотрицательному эле­менту;
   
4. 
   алгебраическая сумма степеней окисления атомов в ней­тральной молекуле равна нулю, в сложном ионе - заряду иона.
   

Существуют два метода расстановки коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях:

1. 
   метод электронного баланса (МЭБ);
   
2. 
   метод полуреакций.
   

В данном пособии будет рассмотрен только метод элек­тронного баланса, при котором учитываются:

а) сумма электронов, отдаваемых всеми восстановителями, которая равна сумме электронов, принимаемых всеми окислите­лями;

б) одинаковое число одноименных атомов в левой и правой частях уравнения;

в) число молекул воды (в кислой среде) или ионов гидроксида (в щелочной среде), если в реакции участвуют атомы ки­слорода.

Составление уравнений ОВР легче провести в несколько стадий:

1. 
   установление формул исходных веществ и продуктов ре­акции;
   
2. 
   определение степени окисления элементов в исходных веществах и продуктах реакции;
   
3. 
   определение числа электронов, отдаваемых восстанови­телем и принимаемых окислителем, и коэффициентов при вос­становителях и окислителях;
   
4. 
   определение коэффициентов при всех исходных вещест­вах и продуктах реакции исходя из баланса атомов в левой и правой частях уравнения.
   

27.Электрохимические процессы и явления. Электронные и ионные проводники. Уравнение Нернста.

Процессы взаимного превращения химической и электриче­ской форм энергии называют электрохимическими процессами. Электрохимические процессы можно разделить на две основные группы:

1) процессы превращения химической энергии в электриче­скую (в гальванических элементах);

2) процессы превращения электрической энергии в химиче­скую (электролиз).

Простейшая электрохимическая система состоит из двух электродов и ионного проводника между ними. Электроды за­мыкаются металлическим проводником. Ионным проводником (проводником 2-го рода) служат растворы или расплавы элек­тролитов, а также твердые электролиты. Электродами называют проводники, имеющие электронную проводимость (проводники 1-го рода) и находящиеся в контакте с ионным проводником. Для обеспечения работы системы электроды соединяют друг с другом металлическим проводником, называемым внешней це­пью электрохимической системы.

Активность металлов в окислительно-восстановительном электрохимическом процессе «металл-ион металла», а следова­тельно, и величины электродного потенциала, зависят от приро­ды электродов, концентрации ионов в растворе, рН раствора, давления, температуры и определяются уравнением Нернста:

где - электродный потенциал определяемого элек­трода, В;

- стандартный электродный потенциал, опреде­ляемого электрода, возникающий на границе электрод-электролит при концентрации ио­нов в растворе, равной 1 моль/дм³, в стан дартных условиях (Т = 298 К, р = 100 кПа), В;

2,3 - коэффициент перевода натурального лога­рифма в десятичный; R - универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/моль-К;
Т- температура, равная 298 К;

n - число электронов, участвующих в данной электродной реакции;

F- число Фарадея, равное 96500 Кл/моль;

- молярная концентрация ионов в растворе элек­тролита, моль/дм³.

После подстановки значений постоянных величин уравне­ние Нернста (7.1) приобретает следующий вид:



23.Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты.

Распад полярных молекул вещества на ионы под воздейст­вием полярных молекул растворителя называется электролити­ческой диссоциацией. Вещества, растворы и расплавы, проводи­мость которых обусловлена движением ионов, называются элек­тролитами.

Положительно заряженные ионы называются катионами, а отрицательно заряженные ионы — анионами. Количественной характеристикой распада вещества на ионы является степень диссоциации. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. В растворах некоторых электролитов диссоциирует лишь часть молекул. Способность вещества к электролитической диссоциа­ции называется степенью диссоциации. Она показывает отноше­ние числа молекул, продиссоциированных на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита:

(5.1)

где α— степень диссоциации;

п - количество ионов в растворе; N— общее число молекул в растворе.

По степени диссоциации в растворах все электролиты де­лятся на две группы. К первой группе относят электролиты, сте­пень диссоциации которых в растворах α > 30 % и почти не за­висит от концентрации раствора. Их называют сильными элек­тролитами. К сильным электролитам в водных растворах отно­сятся щелочи: КОН, NaOH, Ba(OH)₂, Са(ОН)₂; кислоты: HNO₃, НСl, H₂SO₄, НClO₄, а также их соли. Электролиты, степень диссоциации которых в растворах α< 2 % и уменьшается с ростом концентрации, называют слабыми электролитами. К ним относят воду, ряд кислот: H₂S, Н₂СОз, HCN, H₂Si0₃, органические кислоты, основания р-, d- и f-элементов и NH₄OH. Между этими двумя группами нет четкой границы, одно и то же вещество в одном растворителе проявляет свойства силь­ного, а в другом - слабого электролита. Например, хлорид лития и иодид натрия, имеющие ионную кристаллическую решетку, при растворении в воде ведут себя как типичные сильные элек­тролиты, при растворении же в ацетоне или уксусной кислоте эти вещества являются слабыми электролитами со степень диссоциации в растворах меньше единицы.

Степень диссоциации зависит:

1. 
   от природы растворителя;
   
2. 
   природы растворяемого вещества;
   
3. 
   концентрации раствора (при разбавлении степень диссо­циации  сильно возрастает);
   
4. 
   температуры.
   

24.Ионное произведение воды, водородный показатель (pH).

Вода является слабым электролитом и диссоциирует на ионы в незначительной степени. Процесс диссоциации воды может быть записан уравнением: НОН  Н⁺ + ОН^-.

Константа диссоциации будет равна:



Преобразуем выражение (5.7) к следующему виду: [Н⁺]-[ОН^-] = К_дис[H₂O]. (5.8)

Концентрацию молекул воды можно рассчитать, разделив массу 1 дм³ на массу 1 моля:

моль/дм³; К_дис =1,810 ^-16.

Произведение двух постоянных величин есть величина по­стоянная {К_дис[H_гО] = const = K_H20), тогда уравнение (5.8) при­нимает вид:

[H⁺][OH^-] = K_H2O. (5.9)

Полученное уравнение показывает, что для воды и разбав­ленных водных растворов при постоянной температуре произве­дение концентрации ионов водорода и гидроксила есть величина постоянная.

Эта постоянная величина называется ионным произведением воды. Численное значение ионного произведения равно:

(5.10)
25.Реакции ионного обмена. Гидролиз солей.

Согласно теории электролитической диссоциации, нес реак­ции в водных растворах электролитов являются реакциями меж­ду ионами.

Такие реакции называются ионными, а уравнения этих реак­ций — ионными уравнениями.

Обменная реакция между водой и соединением называется гидролизом.

Гидролиз солей - взаимодействие в водных растворах катио­нов и (или) анионов солей с молекулами воды, при котором к катиону, оказавшемуся в растворе, присоединяется группа ОН^- , а к аниону - ион Н⁺ молекулы воды.

В результате гидролиза в растворе появляются ионы Н⁺ и ОН^-, и среда становится соответственно кислой или щелочной.

Возможны следующие случаи гидролиза солей:

1) по аниону,

2)катиону,

3) катиону и аниону одновременно.

Рассмотрим подробно каждый из этих случаев.