неорганическая химия. Общая и неорганическая химия - 1 курс. Изуч законы,описие оьмен эн между системой и внеш ср превр тепл эн в др формы энергии. Система ч окр ср мысленно или физ отделяемая от др ее части. Законы т д. позволяют опред велич поглащ или выдел эн
 Скачать 72.26 Kb.
|
|
Кр=Кд=[H+][CN-]/[HCN]. Для слабых бинарных электрлитов установлен з.разбавления Оствальда: а=sqrt(Кд/См) [ИОН]=См*а*Кi,Ki=кол-во ионов данного типа в р-ре. Растворимость-концентрация растворимого в-ва в 1л насыщенного ра-ра. Насыщенный р-р – р-р в кот вещ-во уже не может расп-ся. Коэф р-ти - масса в-ва в 100г воды,при усл. что обр-ся насыщенный р-р. Растворы.Закон действующих масс: в насыщенном р-ре трудно р-мого соед-ия при данной температуре произв-ие конц.его ионов в степенях их стехиометрии-их коэфф. есть величина пост и наз-ся произведением растворимости. Условия обр-ия осадка: AgCl: C(Ag+)*C(Cl-) >ПР(AgCl)-осадок обр-ся …………………….<ПР-осадок не обр-ся ……………………=ПР-обр-ся насыщ-ый р-р. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Вода-очень слабый амфотерный электролит. Н2О=Н+ + ОН- а при 24градС=1.8*10^-9 Кдисс=[H+]*[OH-]/[H2O]=1.8*10^-16. [H2O]=1000/18=55,5 моль/л К(Н2О)=[H+]*[OH-]=1,8*10^-16*55,5=1*10^-14 K(H2O) наз-ся ионным произв-ем воды и при нормальных условиях равна 1*10^-14. (зависит от температуры,с повышением температуры увел-ся т.е диссоциация воды происходит с поглощением тепла). Водородный показатель: рН=-lg[H+]; pOH=-lg[OH-] для нейтральной среды рН=7,рОН=7 для кислой среды рН<7,pOH>7 для щелочной среды рН>7,pOH<7. рН+рОН=14. 6.Физические св-ва растворов. Осмос-процесс односторонней диффузии молекул р-ля через полупроницаемую перегородку из р-ра с меньшей конц-ей в р-р с болшей конц-ей. Мерой интенсивности протекания осмоса явл. осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа: осмотическое давление р-ра пропорционально его молярной конц-ии См и температуре Т: Росм=i*См*R*T изотонический коэффициент(i) - показывает, во сколько раз число всех частиц в растворе больше числа исходных частиц.(показывает во сколько раз число частиц в р-ре эл-та больше чем в р-ре неэл-та той же конц-ии). a=(i-1)/(k-1) а-степень диссоциации,к-кол-во ионов (на которые распадается электролит). 1)Давления пара растворов.1-ый з.Рауля. относит-ое пониж. давления насыщ. пара ра-ля над раствором равно мольной доле растворенного в-ва: (Ро-Р1)/Ро = х, ΔР/Ро=мю(в-ва)/(мю(в-ва)+мю(р-ля)) где Ро-давл.пара чистого растворителя Р1-давл.пара раствора х-мольная доля растворенного в-ва. 2)Второй з.Рауля. Растворы закипают при более высокой температуре и замерзают при более низкой температуре: Δt(кип)=t(кип.р-ра)-t(кип.р-ля) Δt(зам)=t(зам.р-ля)-t(зам.р-ра) 2-ой з.Рауля: повышение температуры кипения понижение температуры замерзания(кристаллизации) р-ов пропорционально моляльности (кол-ву в-ва в 1кг. раствортеля): Δt(кип)=i*Кэ*Сm; Δt(зам)=i*Ккр*Сm i=1 если р-р не электролит. 7.Гидролиз. Процесс обратный процессу нейтрализации. Процесс взаимод-ия в-в с водой сопровож-ся смещением ионного равновесия воды: НОН<>Н+ + ОН- Гидролизу подвергаются ионы(катионы или анионы) только слабых оснований и кислот. При этом рН р-ра опред-ся сильным компнентом. Различают случаи и формы гидролиза. Случаи гидролиза опред-ют реакцию среды. Форма-продукты гидролиза. Гидролиз (ионных соединений) солей
Формы гидролиза: -простой (характерен для солей, образованных одноосновной слабой кислотой и (или) однокислотным слабым основанием (NH4CN,NH4Cl,NaCN,CH3COONa,KNO2 и др.) -ступенчатый (характерен для солей образованных слабой многоосновной кислотой и(или) слабым многокислотным основанием (Na2CO3,K2S,(NH4)2S,FeCl3,CuSO4,CuCl2 и др.) -полный необратимый (некоторые соли образованные очень слабым основанием и слабой летучей кислотой (Cr2S3,Cr2(CO3)3,Fe2(CO3)3,Al2(CO3)3,Al2S3 и др.) -особые случаи -гидролиз ковалентных соединений( продукты-кислородсодержащая кислота(или оксид) и водородсод.)
Степень гидролиза h - отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворенных молекул выраженное в процентах. Зависит от природы гидролизуемого в-ва,концентрации р-ра(для первого и второго случаев) и температуры. h=Cгидр/Сисх Константа гидролиза хар-ет равновесное состояние системы: гидролизуемое в-во – вода. CN(-)+HOH <>HCN+OH(-) Kр=Кгидр=[HCN]*[OH(-)]*[H(+)]/[CN(-)]*[H(+)] -для гидролиза по катиону: Кгидр=К(Н2О)/К(осн) -для гидролиза по аниону: Кгидр=К(Н2О)/К(кисл) -для гидролиза по аниону и катиону: Кгидр=К(Н2О)/К(осн)*К(кисл) где К(Н2О)-ионное произв.воды. Степень и константа гидролиза связаны межу собой: -Для солей образованных одним слабым компонентом: h=sqrt(Kгидр/См),См-конц.соли. -Для солей образованных обоими слабыми компонентами(слаб.кисл. и слаб.осн.): h/(1-h)=sqrt(Кгидр). Смещение равновесия – усиление или ослабление гидролиза. 8.Основы электрохимии. В основе электрохим.процессов лежит взаимное превращение хим-ой и электр-ой энергий. Система состоящая из металла находящегося в контакте с раствором соли,содержащей катион этого металла,наз-ся обратимым электродом первого рода и обозначается Ме^(n+)/Me.Величина электродного потенциала т.е скачка потенциала на границе металл-раствор зависит от природы металла,концентрации ионов и температуры.Эта зависимость выражается уравнением Нернста: y(Ме^n+/Me)=y^0(Me^n+/Me)+RTln(C)/nF n-число электронов принимающих участие в электродной реакции. y=y^0+0,058/n lg(C),C-молярная концентрация. 9.Химические источники тока. Если соединить 2 электрода первого рода в единую замкнутую систему то получится гальванический элемент. Всякий г.э. состоит из 2-ух электродов – металлов погруженных в р-ры электролитов;последние сообщ-ся друг с другом – обычно через пористую перегородку. Электрод,на котором в ходе реакции происходит процесс окисления называется анодом;электрод на котром осущ-ся восстановление – катодом. За счет протекания ОВР возникает эл.ток.Если во внешнюю цепь включить вольтметр то он покажет определенную разность потенциалов или ЭДС(Е) Е=у(катода)-у(анода) или у(ок)-у(вос) Свинцовый аккумулятор: Принцип работы свинцово-кислотных аккумуляторов основан на электрохимических реакциях свинца и диоксида свинца в сернокислотной среде. Энергия возникает в результате взаимодействия оксида свинца и серной кислоты до сульфата. Во время разряда происходит восстановление диоксида свинца на катоде и окисление свинца на аноде. При заряде протекают обратные реакции, к которым в конце заряда добавляется реакция электролиза воды, сопровождающаяся выделением кислорода на положительном электроде и водорода — на отрицательном. Химическая реакция (слева-направо — разряд, справа-налево — заряд): Анод:  Катод:  В итоге получается, что при разряде аккумулятора расходуется серная кислота из электролита (и плотность электролита падает, а при заряде, серная кислота выделяется в раствор электролита из сульфатов, плотность электролита растёт). В конце заряда, при некоторых критических значениях концентрации сульфата свинца у электродов, начинает преобладать процесс электролиза воды. При этом на катоде выделяется водород, на аноде — кислород. При заряде не стоит допускать электролиза воды, в противном случае необходимо её долить для восполнения потерянного в ходе электролиза количества. Устройство: Элемент свинцово-кислотного аккумулятора состоит из электродов (положительных и отрицательных) и разделительных изоляторов (сепараторов), которые погружены в электролит. Электроды представляют собой свинцовые решётки. У положительных активным веществом является перекись свинца (PbO2), у отрицательных активным веществом является губчатый свинец. Электроды погружены в электролит, состоящий из разбавленной дистиллированной водой серной кислоты (H2SO4). Наибольшая проводимость этого раствора наблюдается при комнатной температуре (что означает наименьшее внутреннее сопротивление и наименьшие внутренние потери) и при его плотности 1,23 г/см³ 10.Электрохимическая коррозия. Коррозия – процесс разрушения металлов, происходящий при воздействии окружающей среды(О2,Н2О,SO2,Cl2,NO2 и тп.). Различают химическую и электрохимическую коррозию: химическая протекает при действии неэлектролитов (обычно это высокотемпературная коррозия в атмосфере газов), электрохимическая протекает при действии р-ра электролита или приложенной разности потенциалов. Причиной хим-ой коррозии металлов в первую очередь м.б. вода,при обычных усл.обволакивающая тонкой пленкой пов-ть твердых тел. При рН<7 электродный потенциал y^o(H+/H)=-0.41В и ,след-но водой могут окисляться металлы у^o кот.меньше этой величины. При содержании в воде кислорода потенциал системы может достигать 0.815В,а значит такая система обладает высокими окислительными свойствами. Механизм электрохимической коррозии объясняют образованием гальванических пар. Гальванические пары могут возникать: -при контакте двух металлов различной активности. В этом случае металл с меньшим значением у^o выполняет функцию анода и окисляется; -в эвтектических сплавах,состоящих из разных металлов илиих соединений. В этом случае возможно образование множества микрогальванических пар; -при неоднородности внутренних напряжений в металлическом изделии. Более сжатые участки характеризуются более высоким значением у^o, поэтому в изогнутых деталях сжатые слои металла выполняют роль катода, растянутые – анода. К мерам защиты металлов от коррозии относятся: -покрытие лаками,красками,эмалям и тп. -покрытие слоями другого металла;при этом различают анодное покрытие – более активным металлом,катодное покрытие – менее активным металлом; -электрохимическая защита: катодная – защищаемый металл подсоединяют к отрицательному полюсу источника тока; -протекторная – защищаемый металл подсоединяют к более активному металлу,который начнет окисляться первым. 11.Электролиз. Электроиз – этой процесс,в кот. хим. реакции происходят под действием эл.тока. Чтобы осущ-ить этот процесс,необходим электролит,т.е среда проводящая эл.ток. Электролитами явл. р-ры и расплавы солей,кислот и щелочей (проводники второго рода). Электролиз проводят в устройствах кот. наз-ют электролизерами (электролитической ячейкой или электролитической ванной). В электролит помещают два электрода,соединенных металлическими проводниками с полюсами внешенго источника тока. Электрод,соединенный с положительным полюсом ист. тока наз-ся анодом, с отрицательным – катодом. Под влиянием внешнего ист. тока положит ионы электролита (катионы) перемещаются к катоду,а отрицательные(анионы) к аноду. На катоде положительные ионы принимая электроны от внешнего источника тока восст-ся.На аноде анионы отдают свои электроны т.е окисляются. В процессе электролиза на электродах протекают ОВР. При этом на аноде происходит процесс окисления, а на катоде процесс восстановления. Те же процессы происходят и в гальванических элементах.Разница состоит в том что пр электролизе катод заряжен отрицательно,а анод положительно,т.е распределение знаков противоположно тому кот. имеет место при работе г.элементов. Причина этого закл-ся в том что процессы протекающие при электролизе ,в принципе обратны процессам идущим при работе г.э. Закон Фарадея: масса электролита подвергшаяся превращению при электролизе а также массы образующихся на электродах веществ пропорциональны количеству электричества прошедшего через раствор или расплав электролита и эквивалентным массам соответствующих веществ. m=m(э)*I/*t/F -m – масса образовавшегося или подвергшегося превращению вещества,г; -m(э) – его эквивалентная масса,г/моль; -I – сила тока,А; -t – время ,С; -F – пост.Фарадея,96500 Кл/моль. |