Шпаргалка по химии. Копия Химия - экз. Растворы электролитов и неэлектролитов Классификация растворов
 Скачать 1.11 Mb.
|
|
Раздел 1. Растворы электролитов и неэлектролитов Классификация растворов. По агрегатному состоянию: ● твердые ● жидкие ● газообразные По состоянию равновесия ● насыщенные - раствор который находится в равновесии с твердой фазой раствора вещества и содержит ее максимально возможное количество в данных условиях ● ненасыщенные - концентрация меньше чем в насыщенных ● пересыщенные - концентрация больше чем в насыщенных По концентрации ● разбавленные ● концентрированные По типу растворителя ● водные ● спиртовые ● аммиачные ● бензольные По электропроводности ● электролиты ● неэлектролиты ● промежуточные Способы выражения концентрации растворов. Способы точного выражения концентрации: 1) процентная концентрация - количество граммов растворенного вещества в 100 граммах раствора 2) молярная (М) - количество грамм молей растворенного вещества в одном литре раствора 𝑚 = 𝐶 * 𝑀. в * 𝑉 3) нормальная (Н) количество грамм - эквивалентов растворенного вещества в одном литре раствора Э = 𝑀.в вал.мет * число атомов 𝑚 = 𝐶 * Э * 𝑉 4) моляльная (m) - отношение количества вещества содержащегося в растворе к массе растворителя (моль/кг) Титр раствора - число граммов растворенного вещества в 1 мл (см ) раствора. 3 Теория электролитической диссоциации. Электролитическая диссоциация - процесс распада вещества на ионы при растворении или при плавлении. Положения электролитических диссоциаций: 1. При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на ионы. Свойства ионов отличаются от свойств атомов или группы атомов, из которых они образовались. 2. Причиной диссоциации электролита в водном растворе является его гидратация, т. е. взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нём. В растворе ионы существуют в гидратированном виде, в отличие от безводных солей, в которых ионы негидратированные. Свойства гидратированных ионов отличаются от свойств негидратированных ионов. 3. Под действием электрического тока катионы движутся к отрицательному полюсу источника тока — катоду, а анионы — к положительному полюсу источника тока — аноду. 4. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации. Количественной характеристикой диссоциации электролита является степень диссоциации α степень диссоциации α - это отношение числа молекул распавшихся на ионы к общему числу растворенных молекул в объеме (V)( ) Если < 30% электролит слабый, > 30% электролит сильный. α α α К сильным электролитам относятся: ● Кислоты: 𝐻𝐶𝐿, 𝐻𝑁𝑂 3 , 𝐻 2 𝑆𝑂 4 , 𝐻 2 𝑆𝑒𝑂 4 , 𝐻𝐵𝑟, 𝐻𝐼, 𝐻𝑀𝑛𝑂 4 , 𝐻𝐶𝑙𝑂 4 ● Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: ○ щелочные: 𝐿𝑖𝑂𝐻, 𝐾𝑂𝐻, 𝑁𝑎𝑂𝐻, 𝑅𝑏𝑂𝐻, 𝐶𝑠𝑂𝐻 ○ щелочноземельные: 𝐶𝑎(𝑂𝐻) 2 , 𝑆𝑟(𝑂𝐻) 2 , 𝐵𝑎(𝑂𝐻) 2 𝐵𝑒(𝑂𝐻) 2 , 𝑀𝑔(𝑂𝐻) 2 − слабые электролиты Диссоциация сильных и слабых электролитов Средние или нормальные соли и кислые и основные соли по первой стадии диссоциации: а) - сильные б) - слабые Диссоциация кислот: а) - диссоциирует одну стадию на все ионы водорода и кислотный остаток. 𝐻 2 𝑆𝑒𝑂 4 → 2𝐻 + 𝑆𝑂 4 б) 𝐻 2 𝑆𝑂 3 ↔ 𝐻 + 𝐻𝑆𝑂 3 - диссоциирует ступенчато на каждой стадии отделяя по иону H 𝐻𝑆𝑂 3 ↔ 𝐻 + 𝑆𝑂 3 Диссоциация оснований: а) - диссоциирует в одну стадию на все OH группы и на ионы металла 𝑆𝑟(𝑂𝐻) 2 → 2𝑂𝐻 + 𝑆𝑟 б) 𝑁𝑖(𝑂𝐻) 2 ↔ 𝑂𝐻 + 𝑁𝑖𝑂𝐻 - диссоциирует ступенчато на каждой стадии отделяется по гидроксильной группе 𝑁𝑖𝑂𝐻 ↔ 𝑂𝐻 + 𝑁𝑖 Диссоциация средних солей: а) - диссоциирует в одну стадию на все катионы и анионы 𝐴𝑙 2 (𝑆𝑂 4 ) 3 → 2𝐴𝑙 + 3(𝑆𝑂 4 ) Диссоциация кислых солей: б) 𝑁𝑎𝐻 2 𝑃𝑂 4 → 𝑁𝑎 + 𝐻 2 𝑃𝑂 4 𝐻 2 𝑃𝑂 4 ↔ 𝐻 + 𝐻𝑃𝑂 4 - на первой стадии отделяются ионы металла, на последних по 1 ионы H 𝐻𝑃𝑂 4 ↔ 𝐻 + 𝑃𝑂 4 Диссоциация основных солей: - гидроксонитрат железа (III) 𝐹𝑒𝑂𝐻(𝑁𝑂 3 ) 2 𝐹𝑒𝑂𝐻(𝑁𝑂 3 ) 2 → 2𝑁𝑂 3 + 𝐹𝑒𝑂𝐻 - на первой стадии отделяются анионы, на последней по одной OH группе 𝐹𝑒𝑂𝐻 ↔ 𝑂𝐻 + 𝐹𝑒 Факторы, влияющие на процесс диссоциации Факторы влияющие на процесс диссоциации: 1) природа растворенного вещества() передается через характер химической связи) - лучше диссоциируют вещества с ионным типом связи 2) природа растворителя: способность растворителя вызывать диссоциацию (называется ионизирующей способностью, она количественно оценивается величиной диэлектрической проницаемостью) , , ε 𝐻 2 𝑂 = 81 ε 𝐶 2 𝐻 5 𝑂𝐻 = 27 ε 𝐶 6 𝐻 6 = 2, 3 Чем больше тем выше растворимость ε Диссоциация воды 𝐻 2 𝑂 ↔ 𝐻 = 𝑂𝐻 Водородный показатель Kв - ионное произведение воды [𝐻] * [𝑂𝐻] = 10 −14 моль/л - нейтральный раствор [𝐻] = [𝑂𝐻] = 10 −7 моль/л [𝐻] > [𝑂𝐻] − кислый раствор [𝐻] < [𝑂𝐻] − щелочной раствор 𝑝𝐻 = − 𝑙𝑔[𝐻] моль/л концентрация ионов водорода: [H] - моль/л 10 … 10 −1 −6 10 −7 10 ... 10 −8 −14 pH 1 … 6 7 8 … 14 кислая нейтральная щелочная 𝑝𝑂𝐻 = − 𝑙𝑔[𝑂𝐻] моль/л pH + pOH = 14 Ионные реакции в растворах Окислительно-восстановительные реакции. ОВР имеют широкое распространение, к ним относятся получение: ● металлов ● галогенов ● кислот ● аммиака ● строительных материалов ● пластмасс ● лекарств Окисление - процесс отдачи электронов молекулой или ионом. Восстановление - процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом Окислитель - это атом, молекула или ион принимающий электроны. Восстановитель - это атом, молекула или ион отдающий электроны. Количество электронов отданных восстановителем равно количеству электронов принятых окислителем. Степень окисления - условно приписываемые заряды которые могли бы приобрести атомы элемента если бы отдали или присоединили некоторое количество электронов Для составления ОВР применяют метод электронного баланса и метод ионно-электронного баланса. Метод электронного баланса: 4𝑍𝑛 + 5𝐻 2 𝑆𝑂 4 ↔ 4𝑍𝑛𝑆𝑂 4 + 𝐻 2 𝑆 + 4𝐻 2 𝑂 | 8 4 окисление 4𝑍𝑛 0 (− 2𝑒) → 𝑍𝑛 2+ | 2 1 восстановление 𝑆 6+ (+ 8𝑒) → 𝑆 −2 выписали электроны которые изменили степень окисления, определили число принятых и отданных электронов нашли общее кратное и переставили коэффициенты в основное уравнение. Метод ионно-электронного баланса: в реакциях принимают участие ионы важную роль играет pH среды 2𝐾𝑀𝑛𝑂 4 + 5𝑁𝑎 2 𝑆𝑂 3 + 3𝐻 2 𝑆𝑂 4 ↔ 2𝑀𝑛𝑆𝑂 4 + 5𝑁𝑎 2 𝑆𝑂 4 + 3𝐻 2 0 + 𝐾 2 𝑆𝑂 4 | 2 восстановление 𝑀𝑛𝑂 4 − + 8𝐻 + (+ 5𝑒) → 𝑀𝑛 2+ + 4𝐻 2 𝑂 | 5 окисление 𝐻 2 𝑂 + 𝑆𝑂 3 2− (− 2𝑒) → 𝑆𝑂 4 2− + 2𝐻 + использовали ионы H и молекулы воды 2𝐾𝑀𝑛𝑂 4 + 𝑁𝑎 2 𝑆𝑂 3 + 2𝐾𝑂𝐻 ↔ 2𝐾 2 𝑀𝑛𝑂 4 + 𝑆𝑂 2 + 𝐻 2 𝑂 | 2 восстановление 𝑀𝑛𝑂 4 − (+ 1𝑒) → 𝑀𝑛𝑂 4 2− | 1 окисление 𝑆𝑂 3 2− + 2𝑂𝐻 (− 2𝑒) → 𝑆𝑂 4 2− + 𝐻 2 𝑂 2𝑀𝑛𝑂 4 + 𝑆𝑂 3 + 2𝑂𝐻 = 2𝑀𝑛𝑂 4 + 𝑆𝑂 4 + 𝐻 2 𝑂 выравнивали с помощью гидроксильных групп и молекул воды. На границе окисленных и восстановленных форм возникают окислительно-восстановительный потенциал, его можно вычислить по формуле Нернста. γ 𝑎𝑏 = γ 0 + 𝑅𝑇 𝑛𝐹 * 𝑙𝑛 𝐶 ок.ф 𝐶 вос.ф - стандартный ОВ потенциал γ 0 - число электронов участвующих в реакции 𝑛 - постоянная Фарадея 𝐹 γ 𝑎𝑏 = γ 0 + 0.059 𝑛 * 𝑙𝑔 𝐶 ок.ф 𝐶 вос.ф E > 0 - реакция идет 𝐸 = γ ок γ вос ∆𝐺 = − 𝑛 * 𝐹 * 𝐸 = − 𝑅 * 𝑇 * 𝑙𝑛𝐾 𝑝 𝐾 𝑝 = 10 𝐸*𝑛 0.059 Гидролиз Гидролиз - реакции обмена между водой и растворенным в ней солями. Гидролиз возможен в 3-х случаях: 1) Гидролиз соли образованной сильным основанием и слабой кислотой: 𝑁𝑎 2 𝑆 + 𝐻𝑂𝐻 ↔ 𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝑁𝑎𝐻𝑆 2𝑁𝑎 + 𝑆 + 𝐻𝑂𝐻 ↔ 𝑁𝑎 + 𝑂𝐻 + 𝑁𝑎 + 𝐻𝑆 𝑁𝑎𝐻𝑆 + 𝐻𝑂𝐻 ↔ 𝑂𝐻 + 𝐻 2 𝑆 𝐻𝑆 + 𝐻𝑂𝐻 ↔ 𝑂𝐻 + 𝐻 2 𝑆 pH > 7 - щелочная среда 2) Гидролиз соли образованной сильной кислотой и слабым основанием: 𝑍𝑛(𝑁𝑂 3 ) 2 + 𝐻𝑂𝐻 ↔ 𝐻 + 𝑁𝑂 3 + 𝑍𝑛𝑂𝐻 + 𝑁𝑂 3 𝑍𝑛𝑂𝐻𝑁𝑂 3 + 𝐻𝑂𝐻 ↔ 𝐻𝑁𝑂 3 + 𝑍𝑛(𝑂𝐻) 2 𝑍𝑛𝑂𝐻 + 𝑁𝑂 3 + 𝐻𝑂𝐻 ↔ 𝐻 + 𝑁𝑂 3 + 𝑍𝑛(𝑂𝐻) 2 pH < 7 - кислая среда 3) Гидролиз соли образованной слабыми электролитами: (𝑁𝐻 4 ) 2 𝑆 + 𝐻𝑂𝐻 ↔ 2𝑁𝐻 4 𝑂𝐻 + 𝐻 2 𝑆 2𝑁𝐻 4 + 𝑆 + 𝐻𝑂𝐻 ↔ 2𝑁𝐻 4 𝑂𝐻 + 𝐻 2 𝑆 Соли образованные сильными электролитами не подвергаются реакции: pH 7 𝐾 2 𝑆𝑂 4 ; 𝑁𝑎𝑁𝑂 3 ; 𝐿𝑖𝐶𝑙 ∼ Степень гидролиза ( ) - отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворенных β молекул соли. Kв = 10 −14 Kг = 𝐾в 𝐾д β = Кв Кд *С Факторы влияющие на гидролиз: ● Температура - с ростом температуры гидролиз усиливается ● Концентрация - чем меньше концентрация, тем больше степень гидролиза Влияние добавки кислоты или щелочи: 𝐹𝑒𝐶𝑙 3 + 𝐻𝑂𝐻 ↔ 𝐻𝐶𝑙 + 𝐹𝑒𝑂𝐻𝐶𝑙 2 + ← 𝐻𝐶𝑙 + Fe(OH) или NaOH 3 → Гидролиз можно подавить или усилить добавив кислоту или основание. Раздел 2. Металлические материалы Кристаллическое строение металлов ● Черные - железо и его сплавы, марганец, хром ● цветные - медь, сплавы цинка, олова, свинца ● благородные - золото, платина ● щелочные ● щелочноземельные ● переходные (d - элементы) По редкости: ● Редкими ● Распространенными По плотности: ● Легкими < 5 г/см 3 ● Тяжелыми > 5 г/см 3 По твердости: ● Мягкими ● Твердыми (Хром) По температуре плавления: ● Легкоплавкие < 1000`C ● Тугоплавкие > 1500 `C Металлы имеют общие физические свойства: ● Электропроводность ● Теплопроводность ● Пластичность (Ковкость) ● Электронная эмиссия - способность металла испускать поток электронов при поглощении энергии ● Металлический блеск - металлы непрозрачны, отражают падающие световые лучи ● Все металлы полностью отражают радиоволны Кристаллические решетки металлов: ● Объемно - центрированная кубическая решетка (Fe,Cr,W,V,Mo) - куб с атомом в центре ● Гексагональная плотноупакованная решетка(Zn,Mg,Cd) - шестиугольники в основании, внутри каждой фигуры атомы ● Тетрагональная решетка(Fe,Ti,Sn,C) - растянутый вдоль одной оси куб ● Гранецентрированная кубическая решетка(Fe,Cu,Al,Ni,Au) - Куб с атомами в центре каждой грани Получение и химические свойства металлов Металлы имеют положительную степень окисления и обладают восстановительными свойствами. Металлы взаимодействуют с галогенами: - хлорид натрия 3𝑁𝑎 + 𝐶𝑙 2 = 2𝑁𝑎𝐶𝑙 Металлы могут реагировать с азотом: 3𝐶𝑎 + 𝑁 2 = 𝐶𝑎 3 𝑁 2 Металлы могут взаимодействовать с фосфором: 3𝐶𝑎 + 2𝑃 = 𝐶𝑎 3 𝑃 2 Металлы могут реагировать с серой: 𝐹𝑒 + 𝑆 = 𝐹𝑒𝑆 Металлы реагируют с водородом: 2𝑁𝑎 + 𝐻 2 = 2𝑁𝑎𝐻 Металлы реагируют с кислородом: 4𝐿𝑖 + 𝑂 2 = 2𝐿𝑖𝑂 Металлы могут реагировать с солями: 𝐹𝑒 + 𝐶𝑢𝑆𝑂 4 = 𝐹𝑒𝑆𝑂 4 + 𝐶𝑢 Металлы реагируют с водой: 2𝑁𝑎 + 2𝐻 2 𝑂 = 2𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐻 2 ↑ Активные металлы реагируют с оксидами: - алюмотермия 𝐶𝑟 2 𝑂 3 + 2𝐴𝑙 = 2𝐶𝑟 + 𝐴𝑙 2 𝑂 3 Металлы реагируют с щелочами: 𝐴𝑙 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 𝑁𝑎𝐴𝑙𝑂 2 + 𝐻 ↑ 𝐴𝑙 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐻 2 𝑂 = 𝑁𝑎[𝐴𝑙𝑂𝐻 4 ] + 𝐻 ↑ тетрагидроксоалюминат натрия Взаимодействие металлов с кислотами Металлы реагируют с кислотами с образованием солей. Характер взаимодействия зависит от активности металла, свойств и концентрации кислоты. Роль окислителя в кислоте играют или ионы H или кислотный остаток. Взаимодействие металла с соляной кислотой (HCl) Металлы взаимодействуют с ней согласно ряду напряжений. 𝑀𝑔 + 𝐻𝐶𝑙 = 𝑀𝑔𝐶𝑙 2 + 𝐻 Взаимодействие металлов с азотной кислотой: Концентрированная и разбавленная азотная кислота окисляет металлы без выделения H окислителем в ней является NO 3 Азотная кислота пассивирует многие металлы (не реагирует с ними) Концентрированная азотная кислота: 𝐶𝑢 + 4𝐻𝑁𝑂 3 = 𝐶𝑢(𝑁𝑂 3 ) 2 + 2𝑁𝑂 2 + 2𝐻 2 𝑂 Концентрированная азотная кислота восстанавливается до NO 2 Разбавленная азотная кислота может восстанавливаться до NO, N O, N 2 2 3𝐶𝑢 + 8 𝐻𝑁𝑂 3 = 3𝐶𝑢(𝑁𝑂 3 ) 2 + 2𝑁𝑂 + 4𝐻 2 𝑂 4𝑍𝑛 + 10𝐻𝑁𝑂 3 = 4𝑍𝑛(𝑁𝑂 3 ) 2 + 𝑁 2 𝑂 + 5𝐻 2 𝑂 5𝑍𝑛 + 12𝐻𝑁𝑂 3 = 5𝑍𝑛(𝑁𝑂 3 ) 2 + 𝑁 2 + 6𝐻 2 𝑂 Очень разбавленная азотная кислота может восстанавливается до степени окисления -3: 4𝑀𝑔 + 10𝐻𝑁𝑂 3 = 4𝑀𝑔(𝑁𝑂 3 ) 2 + 𝑁𝐻 4 𝑁𝑂 3 + 3𝐻 2 𝑂 Взаимодействие с серной кислотой: Разбавленная серная кислота: 𝑍𝑛 + 𝐻 2 𝑆𝑂 4 = 𝑍𝑛𝑆𝑂 4 + 𝐻 2 ↑ Концентрированная серная кислота: 𝐶𝑢 + 2 𝐻 2 𝑆𝑂 4 = 𝐶𝑢𝑆𝑂 4 + 𝑆𝑂 2 + 2𝐻 2 𝑂 3𝑀𝑛 + 4 𝐻 2 𝑆𝑂 4 = 3𝑀𝑛𝑆𝑂 4 + 𝑆 + 4𝐻 2 𝑂 8𝐴𝑙 + 15𝐻 2 𝑆𝑂 4 = 4𝐴𝑙 2 (𝑆𝑂 4 ) 3 + 3𝐻 2 𝑆 + 12𝐻 2 𝑂 Электронный баланс Метод электронного баланса — метод расстановки коэффициентов в окислительно-восстановительной реакции, основанный на том, что количество электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, полученных окислителем. Алгоритм расстановки коэффициентов данным методом выглядит следующим образом: 1) Следует записать схему реакции, указав формулы всех реагентов и продуктов. Например, при взаимодействии концентрированной серной кислоты с фосфором образуется фосфорная кислота, диоксид серы и вода: 2) Далее следует расставить все степени окисления и найти те элементы, у которых изменилось значение степени окисления. 3) После расстановки степеней окисления химических элементов находят те элементы, которые изменили свои степени окисления. Далее записывают уравнения полуреакций окисления и восстановления. В нашем случае они имеют вид: 4) Поскольку количество отдаваемых электронов восстановителем должно быть равно количеству принимаемых электронов окислителем, далее следует подобрать дополнительные множители к записанным полуреакциям: 5) Подобранные к полуреакциям множители переносятся в схему реакции: 6) Отталкиваясь от тех коэффициентов, которые уже известны из электронного баланса, оставшиеся коэффициенты расставляют методом подбора: Электродные потенциалы металлов Стандартные электродные потенциалы металлов указывают на меру восстановительной способности атомов металла и меру окислительной способности ионов металла. Чем более отрицательное значение имеет потенциал металла, тем более сильными восстановительными способностями обладает этот металл. Электродвижущая сила гальванического элемента и ее измерение ЭДС - разность потенциалов двух электродов в гальваническом элементе. Гальванический элемент - система из двух электродов, в которой энергия химической реакции преобразуется в электрическую. ЭДС гальванического элемента можно измерить вольтметром. Е элемента = Е катода - Е анода > 0 Для нестандартных условий ЭДС элемента находится из разности электродных потенциалов, вычисленных по уравнению Нернста Уравнение Нернста: Стандартный водородный электрод и водородная шкала потенциалов Стандартный водородный электрод представляет собой платиновую пластинку, покрытую “платиновой чернью”, частично погруженную в раствор кислоты с активность ионов гидроксония = 1. Через раствор пропускают постоянный ток, ионы H(+) водорода (H2) под давлением 1 атм. (H2 + 2H2O = 2H3O +2e и схема электрода Pt, H2/H(+)) Платиновая пластина служит для диссоциации молекулярного водорода на атомы, а также является проводником. Значение электродного потенциала зависит от природы металла, его концентрации ионов в растворе от t. Водородная шкала потенциалов - условная шкала потенциалов, где водородный электрод имеет потенциал равный 0. Для определения (ФИ) электрода по водородной шкале собирают гальванический элемент с водородным электродом и измеряемым (не водород) электродом => (Eэ = (Фи)изм - (Фи)вод) Химическая концентрационная поляризация электродов Поляризация электрода - изменение потенциала электрода под действием электрического тока. Чем сильнее поляризован электрод, тем с большей скоростью протекает полуреакция на нем. Потенциал анода: Eа = Eр + ΔEa, где Ер - равновесный потенциал. Потенциал катода: Ек= Ер - ΔЕк Контракционная поляризация - изменение потенциала электродов вследствие изменение концентрации реагентов в приэлектродном слое при прохождении тока. Концентрационная поляризация снижается при увеличении коэффициента диффузии и при уменьшении толщины приэлектродного слоя. ΔЕконц = Ер.уст - Ер.нач Химическая поляризация - изменение потенциала электродов вследствие изменения химического состояния электрода. Перенапряжение водорода Перенапряжение h - это сдвиг потенциала от равновесного значения, обусловленный замедлением протекания стадии разряда - ионизации. Перенапряжение водорода представляет собой разность между потенциалом катода, на котором выделяется водород, и потенциалом равновесного водородного электрода, находящегося в том же растворе. Электролиз растворов и расплавов солей Электролиз - окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении тока через расплав или раствор электролита. 1) Расплав солей: а) бескислородная соль : б) кислородосодержащая соль: 2) Раствор солей: Катод: ● Li - Al - восстановление воды 2H2O +2e = H2 + 2 OH ● Mn - Pb - восстановление воды и металла ● Cu - Au восстановление катионов металла: Анод: ● Кислородный кислотный остаток: ○ Анод растворимый: Окисляется металл анода ○ Анод нерастворимый: Анионы не окисляются ● Бескислородный кислотный остаток: ○ Анод растворимый: Окисляется металл анода ○ Анод нерастворимый: Окисление аниона (Если есть кислород, то сначала окисляется воды или ОН группа) Нерастворимые аноды: Графит, золото, платина Растворимые аноды: Медь, железо, цинк Раздел 3. Окислительно-восстановительные процессы Химическая электрохимическая коррозия Химическая коррозия - результат протекания химических реакций, в которых после разрушения металлической связи, атомы металла и атомы, входящие в состав окислителей, образуют химическую связь. Электрический ток в этом случае не возникает. Такой тип коррозии присущ газу и жидким неэлектролитам(не проводят ток). Химическая коррозия: ● Газовая - Влияние газов на металл ● Жидкостная - Протекает в нефти или керосине и др. Электрохимическая коррозия металлов - процесс разрушения металлов в среде различных электролитов, который сопровождается возникновением внутри системы электрического тока - Атомы удаляются из кристаллической решетки в результате двух процессов: ● Анодного - металл в виде ионов переходит в раствор ● Катодного - образовывается при анодном процессе е, связываются с деполяризатором (окислителем) Деполяризация - отвод электронов с катодных участков: ● Водородная - на катоде в кислой среде: 2H + 2e = H2 2H3O + 2e = H2+2H2O ● Кислородная - на катоде в нейтральной среде O2 +4H +4e = H2O O2 + 2H2O +4e = 4OH(-) Стандартные электродные потенциалы и коррозия 1. Активные металлы (высокая термодинамическая нестабильность) - это щелочные металлы - кадмий. Их коррозия возможна даже в нейтральных средах. 2. Средней активности металлы (термодинамическая нестабильность) - металлы между кадмием и водородом. Подвергаются коррозии в кислых средах 3. Малоактивные металлы (промежуточная термодинамическая стабильность) между водородом и радием устойчивы к коррозии в кислых и нейтральных средах, в отсутствии О2 и др. 4. Благородные металлы (высокая термодинамическая стабильность) - золото, платина, иридий, палладий. Подвергаются коррозии лишь в кислых средах в присутствии сильных окислителей. Виды электрохимических коррозий: ● В растворах электролитов (кислот, оснований, солей, в природной воде) ● Атмосферная коррозия (в атм, любой влажный газ) ● Почвенная коррозия ● Аэрационная коррозия (неравномерные доступ воздуха к разным частям материалов) ● Морская коррозия (при наличии солей, газов, орг.веществ) ● Биокоррозия (в результате жизни бактерий и организмов вырабатывают СО2, H2S и др) ● Электрокоррозия (в результате работы трамвайных линий и т.п) Методы защиты от коррозии 1) Металлические покрытия: ● анодное покрытие (более отрицательные (фи) - цинк ● катодное покрытие (более положительное (фи) - медь, никель 2) Неметаллические покрытия: ● неорганические - цемент ● органические - лаки, краски 3) Химические покрытия ● оксидирование - оксидная пленка ● фосфатирование - пленка фосфата ● азотирование - насыщение поверхности азотом ● воронение стали - поверхность взаимодействует с органическими веществами ● цементация - на поверхности металла соединения с углеродом 4) Изменение состава технического металла и коррозионной среды: ● в металл вводят соединения, увеличивающие стойкость ● введение ингибиторов коррозии или удаление примесей из окружающей среды Раздел 4. Органические соединения Алканы. Гомологический ряд, изомерия, номенклатура. Методы синтеза. Реакции радикального замещения, крекинг. Циклоалканы. Алканы - предельные углеводороды, содержащие одинарные связи между атомами углерода в молекуле. Общая формула: CnH2n+2 Гомологический ряд: Изомерия алканов: Структурная изомерия: Оптическая изомерия: Таким образом, для присвоения названия произвольному алкану необходимо сделать следующие шаги: ● Выбрать главную неразветвлённую цепь из атомов углерода. Принято выбирать цепь максимально возможной длины, причём так, чтобы на ней было максимально возможное число ответвлений. ● Пронумеровать атомы углерода в главной цепи натуральными числами. Начинать можно с разных сторон, поэтому выбирают такой порядок нумерации, чтобы как можно больше ответвлений имело минимальный номер. ● Составить название алкана, в котором заместители будут перечислены в алфавитном порядке, и для каждого заместителя будет указан номер атома главной цепи, на котором он расположен. Радикалы: C2H2n+1 Методы синтеза: 1. Реакция Вюрца: CH3 - H + 2Na + Cl - CH3 -> 2NaCl + CH3 - CH3 2. Водный или кислотный гидролиз карбида алюминия Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3 + 3 CH4 3. Электролиз солей карбоновых кислот (Синтез Кольбе) 2CH3COONa + 2H2O -> H2 + 2NaOH +2= 2 CO2 + CU3 - CH3 4. Декарбоксилирование солей карбоновых кислот (Реакция Дюма) 5. Гидрирование алкенов, алкинов, алкадиенов, циклоалканов CH2 = CH2 + H2 -> CH3 - CH3 6. Синтез Фишера - Тропша (из смеси угарного газа и водорода) nCO + (2n+1)n2 -> CnH2n+2+nH2O 7. Гидрогенизация угля 2С + 4 Р2 -> 2 CH4 8. Гидрирование CO CO +H2 -> CH4 + H2O 9. Крекинг нефти C8H12 -> C4H8 + C4H10 Радикальное замещение: 1. Галогенирование CH4 +Cl2 -> CH3Cl + HCl 2. Нитрование алканов CH3-CH2-CH3 + HNO3 -> CH3 - CH(-NO2)-CH3 + H2O Стадии замещения: 1. Инициирование цепи: Молекула галогена разрывается на 2 радикала: Cl2 -> Cl* + *Cl 2. Развитие цепи: Радикал галогена взаимодействует с молекулой алкана и отрывает от него водород: CH4 + * Cl -> CH3* + HCl CH3 * + Cl -> CH3Cl + Cl* 3. Обрыв цепи: Столкновение радикалов CH3 * + *CH3 -> CH3 - CH3 CH3*+*Cl -> CH3Cl Крекинг: Реакция разложения алкана с длиной углеродной цепью на алканы с более короткой углеродной цепью и алкены. C8H18 -> C4H8 + C4H10 Крекинг: ● Каталитический (с катализаторами при низкой температуре) ● Термический (при высокой температуре) Циклоалканы: Предельные(насыщенные) углеводороды, содержат замкнутый углеродный цикл. Химические свойства: ● Присоединение 1. Гидрирование: Δ + H2 -> CH3-CH2-Ch3 2. Галогенирование: Δ + Br1 -> CH2(-Br) - CH2 - CH2 (-Br) 3. Гидрирование: Δ + HI -> CH3 - CH2 - CH2I ● Замещение 1. Галогенирование: + Cl2 -> -Cl + HCl 2. Нитрование +HNO3 -> - NO2 + H2O 3. Дегидрирование -> + 3H2 7. Горение: CnH2n + 3n/2O2 -> nCO2 + nH2O + Q 8. Окисление HNO3 -> Алкены. Реакции электрофильного присоединения. Способы получения. Полимеры. Натуральный и синтетический каучуки. Непредельные углеводороды, в молекулах которых присутствует одна двойная связь. Общая формула: CnH2n Изомерия Алкенов: Реакции электрофильного присоединения: Химические свойства: Полимеры - высокомолекулярные вещества, состоящие из больших молекул цепного строения. Мономеры - соединения, из которых образуются полимеры. Классификация по происхождению: 1. Неорганические (Алмаз, силикаты) 2. Органические (Крахмал, целлюлоза) 3. Элементоорганические По способу получения: 1. Природные (растительного(каучук) и животного происхождения(белки)) 2. Химические : ● искусственные - переработка природных полимеров (Эфир, ацетаты) ● синтетические - синтез веществ (полиэтилен) По строению молекул: 1. Линейные (полиэтилен, целлюлоза) 2. Разветвленные (гликоген) 3. Сетчатые (вулканизированный каучук) 4. Сшитые(пространственные) (бакелит) По свойствам: 1. Пластмассы (на основе природных и синтетических полимеров) Способны принимать любую форму при нагревании и сохранять ее после охлаждения. Пластмассы: ● термопластичные (легко плавятся, непрочные, линейные полимеры) (полиэтилен) ● термореактив (сетчатые или сшитые полимеры, тугоплавкие - меняют форму при нагревании и сохраняют ее) (эбонит, бакелит) 2. Эластомер (на основе природных и синтетических полимеров) Высокоэластичные, могут восстанавливать форму (Каучук, резина) 3. Волокна (природные или химические полимеры) Линейные полимеры. Природные - шерсть, хлопок. Химические - вискоза, полиамид, капрон. 4. Биополимеры Полисахариды, белки, липиды Каучук - продукт полимеризации диеновых углеводородов и их производных. Натуральный каучук получают из латекса, он является продуктом полимеризации изопрена - изопреновый каучук. Имеет стереорегулярное строение - Эластичный, чувствительный к температурным колебаниям. (t выс - размягчается, t низ - хрупкий) Вулканизация каучука - нагревание серой => образуется резина (устойчивая к t) Синтетический каучук - высокополимерный каучукоподобный материал. Получают полимеризацией бутадиена, стирола и т.д Полимеризация - образование полимера, соединение полимеров одинаковых. Природные источники углеводородов. Природный и попутный газы. Нефть. Каменный уголь. Природные источники углеводородов: Нефть - маслянистая жидкость от светло-бурого до черного цвета с характерным запахом природного происхождения, состоящих из смеси углеводородов. Природный газ - бесцветный газ, состоящий и смеси углеводородов (преимущественно метан.) Каменный уголь - твёрдое горючее полезное ископаемое со сложным составом. Природный и попутный газы. входит метан(93%), азот, угл.газ, H2O, и другие предельные углеводороды, сероводород и орг. соединения - меркаптаны. Выделяет много тепла при сгорании, сжигается на тепловых электростанциях. Из газа выделяют метан, этан и др. Получают парафины, масла и т.д (топливо) Содержит пропан и изомеры бутана, предельные и непредельные углеводороды, азот, аргон, CO2. Перерабатывая газ, получают метан, этан, газовый бензин. Нефть: ● Жидкие углеводороды, вода, сернистые соединения, механические примеси(песок) ○ Парафиновая ○ Нафтеновая ○ Ароматическая Получение топлива: Переработка нефти: а) Фракционная перегонка нефти (основана на разнице кипения температур углеводородов) б) крекинг в) Ароматизация нефти (превращение циклоалканов нефти в ароматические углеводороды) Каменный уголь: Получают пластмассы, воск, топливо, удобрения и т.д Переработка: а) Коксование (нагревание) => смола, кокс, аммиачная вода б) Полукоксование => горючий газ, полукокс |