Неорганическая химия Улахович. P и температуре t где оэто нормальные условия параметры, характеризующие параметры газа при нормальных условиях. Объединённый газовый закон

• Название: P и температуре t где оэто нормальные условия параметры, характеризующие параметры газа при нормальных условиях. Объединённый газовый закон
• Дата: 10.01.2019
• Размер: 1.12 Mb.
• Имя файла: Неорганическая химия Улахович.doc
• Тип: Закон; #63150
• страница: 6 из 6

100. Желе́зо — элемент побочной подгруппы 8 группы IIII периода ПС с атомным номером 26. Обозначается символом Fe. Один из самых распространённых в земной коре металлов (второе место после алюминия).

Соединения железа (II)

Оксид железа(II) FeO обладает основными свойствами, ему отвечает основание Fe(OH)₂. Соли железа (II) обладают светло-зелёным цветом. При их хранении, особенно во влажном воздухе, они коричневеют за счёт окисления до железа (III). Такой же процесс протекает при хранении водных растворов солей железа(II):

4FeCl₂ + O₂ + 2H₂O → 4Fe(OH)Cl₂.

Из солей железа(II) в водных растворах устойчива соль Мора — двойной сульфат аммония и железа(II) (NH₄)₂Fe(SO₄)₂·6Н₂O.

Реактивом на ионы Fe²⁺ в растворе может служить гексацианоферрат(III) калия K₃[Fe(CN)₆] (красная кровяная соль). При взаимодействии ионов Fe²⁺ и [Fe(CN)₆]³⁻ выпадает осадок турнбулевой сини:

3K₃[Fe(CN)₆] + 3Fe²⁺ → 3KFe^II[Fe^III(CN)₆]↓ + 6K⁺.

Для колчиественного определения железа (II) в растворе используют фенантролин Phen, образующий с железом (II) красный комплекс FePhen₃ (максимум светопоглощения — 520 нм) в широком диапазоне рН (4-9)

102. В химических процессах участвуют мельчайшие частицы – молекулы, атомы, ионы, электроны. Число таких частиц даже в малой порции вещества очень велико. Поэтому, чтобы избежать математических операций с большими числами, для характеристики количества вещества, участвующего в химической реакции, используется специальная единица – моль.

Моль  это такое количество вещества, в котором содержится определенное число частиц (молекул, атомов, ионов), равное постоянной Авогадро

Рассмотрим разложение воды на водород и кислород . Эту реакцию можно записать в виде:

. Здесь общее число молей продуктов разложения ; мольная доля водорода

, мольная доля кислорода .

103.

Если водородная связь объединяет части одной молекулы, то говорят о внутримолекулярной водородной связи.

Если же водородная связь образуется между атомом водорода одной молекулы и атомом неметалла другой молекулы, то это межмолекулярная водородная связь.

104. Термодинамическая система - совокупность объектов, взаимосвязь между которыми выше, чем с объектами внешней среды.

3 типа т/д систем:

1. Открытые системы способны обмениваться с окружающими телами веществом и энергией.

2. Закрытые системы обмениваются с внешней средой только энергией. Движение вещества в них невохможно.

3. Изолированные системы не обмениваются с внешней средой ни веществом, ни энергией. Она является идеализированной системой.

Состояние системы характеризуется следующими т/д параметрами:

1. Внутренней энергией (U(E))

2. Энтальпией (H)

3. Энтропией (S)

4. Энергией Гиббса (G)

5. Давлением (P)

6. Температурой (T)

7. Объемом (V)

Если P=const, то такая система называется изобарической.

Если T=const, то - изотерической.

Если V=const, то - изохорной.

105. Скорость химической реакции — это есть число элементарных актов химической реакции, происходящих в единицу времени в единице объема (для гомогенных реакций) или на единице поверхности (для гетерогенных реакций).Является ключевым понятием химической кинетики. Скорость химической реакции — величина всегда положительная, поэтому, если она определяется по исходному веществу (концентрация которого убывает в процессе реакции), то полученное значение домножается на −1.

Истинная (мгновенная) скорость реакции определяется как производная от концентрации по времени.

Средняя скорость – изменения концентрации вещества за данный промежуток времени. В различных интервалах времени средняя скорость химической реакции имеет разные значения.

Факторы, влияющие на скорость химической реакции:

1) Природа реагирующих веществ (характер связи в молекулах реагентов);

2) Концентрация реагентов;

3) Температура;

4) Катализатор;

5) Давление (для газов);

6) Излучение (ИК-, УФ-, рентгеновское, радиоактивное и др.);

7) Площадь поверхности раздела фаз

106.

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ – растворы, концентрация ионов водорода (рН) которых не изменяется от прибавления ограниченных количеств сильной кислоты или щелочи (см. водородный показатель). Б.р. состоят из смеси раствора слабой кислоты и ее соли сильного основания или, наоборот, — слабого основания и его соли сильной кислоты.

Для определения пределов действия Б.р. вводится понятие буферная емкость, измеряемая количеством сильной кислоты или основания (в г-экв), которое надо добавить к 1 л Б.р., чтобы сместить рН на единицу.

Максимальная буферная емкость соответствует содержанию компонентов в эквивалентных количествах. В маломинерализованных природных водах буферность в основном создается карбонатами, т.е. свободной угольной кислотой и ее солями сильных оснований (Ca, Mg, Na).

Существует два основных механизма поддержания pH:

1)Химические буферные системы крови и тканей.

2) Физиологические буферные системы.

Выделяют 4 наиболее важных буфера, которые играют ведущую роль в механизмах регуляции pH:

- Гидрокарбонатный (карбонатный) буфер

- Гемоглобиновый

-Белковый (протеиновый)

-Фосфатный буфер - 5%

Работу буфера можно рассмотреть на примере гидрокарбонатного буфера, который состоит из сопряженной кислотно-основной пары:

- молекула слабой угольной кислоты (донатор протона);

- бикарбонат-ион HCO3 (акцептор протона).

Для определения значения pH растворов широко используют несколько методик. Водородный показатель можно приблизительно оценивать с помощью индикаторов, точно измерять pH-метром или определять аналитически путём, проведением кислотно-основного титрования.

1. 
   Для грубой оценки концентрации водородных ионов широко используются кислотно-основные индикаторы — органические вещества-красители, цвет которых зависит от pH среды. К наиболее известным индикаторам принадлежат лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый (метилоранж) и другие. Индикаторы способны существовать в двух по-разному окрашенных формах — либо в кислотной, либо в основной. Изменение цвета каждого индикатора происходит в своём интервале кислотности, обычно составляющем 1—2 единицы.
   
2. 
   Для расширения рабочего интервала измерения pH используют так называемый универсальный индикатор, представляющий собой смесь из нескольких индикаторов. Универсальный индикатор последовательно меняет цвет с красного через жёлтый, зелёный, синий до фиолетового при переходе из кислой области в щелочную. Определения pH индикаторным методом затруднено для мутных или окрашенных растворов.
   
3. 
   Использование специального прибора — pH-метра — позволяет измерять pH в более широком диапазоне и более точно (до 0,01 единицы pH), чем с помощью индикаторов. Ионометрический метод определения pH основывается на измерении милливольтметром-ионометром ЭДС гальванической цепи, включающей специальный стеклянный электрод, потенциал которого зависит от концентрации ионов H+ в окружающем растворе. Способ отличается удобством и высокой точностью, особенно после калибровки индикаторного электрода в избранном диапазоне рН, позволяет измерять pH непрозрачных и цветных растворов и потому широко используется.
   
4. 
   Аналитический объёмный метод — кислотно-основное титрование — также даёт точные результаты определения кислотности растворов. Раствор известной концентрации (титрант) по каплям добавляется к исследуемому раствору. При их смешивании протекает химическая реакции. Точка эквивалентности — момент, когда титранта точно хватает, чтобы полностью завершить реакцию, — фиксируется с помощью индикатора. Далее, зная концентрацию и объём добавленного раствора титранта, вычисляется кислотность раствора.
   

107. В случае электрохимич.процессов протек. С участием воду электродные потенциалы зависят от рН раствора и имеют тем большую величину,чем кислеер-р.

MnO_‾+8H⁺+5e= Mn ²⁺+4 H₂O
_ =_ ⁰+0,059/5Lg [MnO₄^-][H⁺]⁸ /[Mn ²⁺]

2).O₂₊4 H⁺ + 4e=2H₂O
_ =_ ⁰+0,059Lg[H⁺]+ 0.059/H lg po₂

108.k₂[HgI₄]=2K⁺+[HgI₄]^2- 1диссоц

Вторичная диссоц:
[HgI₄]^2-=Hg²⁺+4I^-

К_нест= [Hg²⁺][I^-]⁴ / [HgI₄]^2-

K_уст= [K⁺]²[HgI₄]^2- / K₂[HgI₄]
109. Кремниевые кислоты, производные кремниевого ангидрида SiO₂; очень слабые кислоты, мало растворимые в воде. В чистом виде были получены метакремниевая кислота H₂SiO₃ (точнее её полимерная форма H₈Si₄O₁₂) и H₂Si₂O₅. Аморфная двуокись кремния (аморфный кремнезём) в водном растворе (растворимость около 100 мг в 1 л) образует преимущественно ортокремниевую кислоту H₄SiO₄. В полученных разными способами пересыщенных растворах К. к. изменяются с формированием коллоидных частиц (молярная масса до 1500), на поверхности которых находятся группы OH. Образованный т. о. золь в зависимости от водородного показателя pH может быть устойчивым (pH около 2) или может агрегировать, переходя в гель (pH 5—6). Устойчивые высококонцентрированные золи К. к., содержащие специальные вещества — стабилизаторы, применяют при производстве бумаги, в текстильной промышленности, для очистки воды.

Силаны (кремневодороды, гидриды кремния) — соединения кремния с водородом общей формулы Si_nH_2n+2.

Физические свойства

По физическим свойствам силаны сходны с углеводородами. Моносилан SiH₄ и дисилан Si2Н6 являются бесцветными газами с неприятным запахом, трисилан Si₃Н₈ — бесцветная, ядовитая, летучая жидкость. Высшие члены гомологического ряда — твёрдые вещества. Силаны растворяются в этаноле, бензине, органосиланах, CS₂. Силаны, бораны и алканы имеют одинаковые формулы, но разные свойства.

Свойства

Силаны воспламеняются на воздухе, Si₂Н₆ взрывается при контакте с воздухом. Наиболее термически устойчивым является моносилан (энергия связи Si—H 364 кДж/моль)

Силаны чрезвычайно легко окисляются. Моносилан в присутствии кислорода окисляется со вспышкой даже при температуре жидкого воздуха. В зависимости от условий реакции, продуктом окисления является либо SiO₂, либо промежут. в-ва:

SiH₄(г) + 2O₂ → SiO₂ + 2H₂O ΔH^o₂₉₈ = −1357 кДж

Силаны являются хорошими восстановителями, они переводят КМnО4 в MnO2, Hg(II) в Hg(I), Fe(III) в Fe(II) и т. д. Силаны устойчивы в нейтральной и кислой средах, но легко гидролизуются даже в присутствии малейших следов ОН−-ионов:

SiH₄ + 4ОН⁻ → SiO4⁴⁻ + 4Н2↑

SiH₄ + 2Н₂О → SiO₂ + 4Н₂↑

SiH₄ + 2NaOH + Н₂О → Na₂SiO₃ + 4Н₂↑

Реакция протекает количественно и может использоваться для количественного определения силана. Под действием щелочи возможно также расщепление связи Si—Si:

H₃Si—SiH₂—SiH₃ + 6H₂O → 3SiO₂ + 10H₂

С галогенами силаны реагируют со взрывом, при низких температурaх образуются галогениды кремния. Моносилан разлагается при давлении более 50 атм.

Получение

Силаны обычно получают, разлагая кислотами силициды металлов (например, силицид магния):

Mg₂Si + 4H⁺ → 2Mg²⁺ + SiH₄↑

Для синтеза моносилана используют разложение триэтоксисилана в присутствии Na, и нагревании (t=80 °C):

4SiH(OC₂H₅)₃ → SiH₄↑ + 3Si(OC₂H₅)₄

либо применяют реакцию:

Li[AlH₄] + SiCl₄ → SiH₄↑ + LiCl↓ + AlCl₃

Отличия от углеводородов

Поскольку связи Si—Si и Si—H слабее связей C—C и C—H, силаны отличаются от углеводородов меньшей устойчивостью и повышенной реакционноспособностью. Плотность, температуры кипения и плавления силанов выше, чем у соответствующих углеводородов.

Применяют в различных реакциях органического синтеза (получение ценных кремнийорганических полимеров и др.), как источник чистого кремния для микроэлектронной промышленности. Моносилан широко используется в микроэлектронике и получает все большее применение при изготовлении кристаллических и тонкопленочных фотопреобразователей на основе кремния, ЖК-экранов, подложек и технологических слоев интегральных схем. В основном моносилан производится для дальнейшего получения сверхчистого поликремния, ввиду того, что этот метод себя зарекомендовал как наиболее экономически целесообразный. Также силаны используют для связи между органической матрицей и неорганическим наполнителем (диоксидом кремния) в композиционных стоматологических материалах.

110. Соединения железа (VI). Получение и свойства.

Ферраты — соли не существующей в свободном виде железной кислоты H2FeO4. Это соединения фиолетового цвета, по окислительным свойствам напоминающие перманганаты, а по растворимости — сульфаты. Получают ферраты при действии газообразного хлора или озона на взвесь Fe(OH)3 в щелочи[19], например, феррат(VI) калия K2FeO4. Ферраты окрашены в фиолетовый цвет.

Ферраты также можно получить электролизом 30%-ного раствора щелочи на железном аноде:

Fe + 2KOH + 2H2O = K2FeO4 + 3H2 Ферраты — сильнейшие окислители. В кислой среде разлагаются с выделением кислорода:[20]:

4FeO42- + 20H+ = 4Fe3+ + 3O2 + 10H2O

Окислительные свойства ферратов используют для обеззараживания воды.