Восстановители. 1.Прост. или сложн. частицы в котор. элемент находится в мин. cтеп. окислен. NH3 , S

Химическое равновесие

Обратимые реакции – протекающие при одних и тех же условиях в сторону прямой и обратной реакций.

Для колич. оценки хим. равновесия используют константу равновесия. К х.р.=К пр./К обр.=[C] *[D] /[A]ⁿ*[B]ⁿⁿ, K х.р.=1-хим.равновес.,К х.р.>1-пр.р.,К х.р.<1-обр.р.

Сдвиг хим. равновесия. Сдвиг происходит по принципу Ле-Шателье: Если изменить одно из условий равновесия, то оно сместится в сторону противодействия измения.

1.Изменен. концентр.2.Изменение темпер. ↑Т эндо,↓Т экзо 3.Изменен. давлен. ↑Р меньшых объема ↓Р большых объёмов 4.Катал. ускор. обе р., но равновес. несмещ.

РАСТВОРЫ.

Растворы – однородн. или гомогенные сист. состоящие из двух и более компонентов: 1.Растворитель(то чего больше не меняющ. агр. сост. вещ-ва) 2.Растворим. вещ-ва растворитель вода – растворы гидраты, др-е растворы – саль ваты

Процесс растворения – физ.-хим. процесс. Признаки физ. – механ. смесь, химического – образование хим. связи и тепловые явления.

Энергетика процесса растворения. Процесс: 1.Разрушен. кристалич. решетки вещества ∆Н разр.>0;

2.Дифузия частиц растворён. веществ сквозь частицы раствора ∆Н диф.≈ 0; 3.Процесс гидратации ∆Н гидр.< 0.

Т.о. ∆Н раствора=∆Н разр.+∆Н диф.+∆Н гидр.

При растворении(расплавлении) нек. вещества диссоциируют (распадаются на ионы). Их растворы проводят ток – электролиты.

Не электролиты – оксиды и почти все органические вещества.

Электролиты характеризуются: 1. Степенью диссоциации α=число продиссоц.молек./общ.число молекул - зависит от прир. электрол.,от Т(пр.проп.), концентр(обр.пр.)

α>30% - сильн. эл., α<3% - сл. эл., αÎ (3%;30%) – ср.силы.

2. Константа диссоциации. Сл. эл: КА⇆К⁺+А¯ Сил. эл: КА→ К⁺+А¯ (КА – молекула) К равновес.=К диссоц.=[ К⁺]*[ Аˉ]/[KA]

К диссоц. имеет смысл только для слабого электролита(обр. процесс)

Ионные уравнения.

В ионн. виде в молекулярной форме записываются: 1. Не электролиты; 2. Слабые электролиты; 3. Из числа сильных электролитов – нерастворимые осадки.

Случаи необратимых реакций: 1. Образование осадка AgNO 3 +HCl→AgCl+HNO 3

Ag⁺+Cl¯→ AgCl↓ - белого цвета

2. Образование сл. элекр. HCl+NaOH→NaCl+H 2 O

H⁺+OH¯→H 2 O – слабый электролит

3. Образование газа K 2 CO 3 +2HCl→2KCl+CO 2 ↑+H 2 O

CO 3 ¯+2H⁺→ CO 2 ↑+H 2 O

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕИЯ

К.с. – сложн. соед. сост. из более простых, способных к самостоятельному сущ.

Пример. HgJ 2 *2KJ

Свёрнутый вид: К 2 [HgJ 4 ] число легандов – координационное число (к.ч.)

Лучшие компл. образователи – ионы d-элементов(эл. побочн. групп), т.к. у них малый радиус

Мианды – отрицат. Ионы или нейтральн. молек.: J¯, F¯, Cl¯, NO 2 ¯, OH¯ или H 2 O, NH 3

Амфотерные гидрооксиды.

Be(OH) 2, Zn(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2, Sn(OH) 4, Cr(OH) 3, Al(OH) 3

Доказательсво амфотерности:

Основные свойства	Кислотные свойства
Be(OH)2+2HCl→BeCl2+2H2O Be(OH)2+2H⁺→Be²⁺+2H2O,иливкомпл.в: Be(OH)2+2HCl+2H2O→[Be(H2O)4]Cl2 Be(OH)2+2H⁺+2H2O→[Be(H2O)4]²⁺	Be(OH)2+2NaOH→Na2BeO2+2H2O Be(OH)2+2ОНˉ→BeO2²ˉ+2H2O Be(OH)2+2NaOH→Na2[Be(OH)4] Be(OH)2+2ОНˉ→[Be(OH)4]²ˉ

Гидролиз солей

Г. – взаимодействие ионов соли с ионами воды, в рез. котор. равновес. воды смещается и среда становится кисл. или щелочной.

H 2 O→H⁺+OH¯ К диссоц.=[Н⁺]*[ОНˉ]/[H2 O] → К диссоц.*[H 2 O] =[Н⁺]*[ОНˉ]=К H 2 O=1Е-14 - ионное произведение воды

Виды сред.

1. [Н⁺]=[ОНˉ]=1Е-7 нейтралная среда(рН=7); 2. [Н⁺]>[ОНˉ] кислая среда(рН<7); 3. [Н⁺]<[ОНˉ] щелочная(рН>7)

рH=-lg[Н⁺] pOH=-lg[ОНˉ] pН+pОН=14

Соли по отношению к гидролизу делятся на 4 группы:

1.Соли образ. сильн. и сл. кисл.	2.Соли обр. сл. осн. и сиьн. кисл.	3.Соли обр. сл. осн. и сл. кисл. (полн. или совместный гидролиз)	4.Соли обр. сильн. осн. и сильн. кисл.
К2S→2K⁺+S²ˉ pH>7 Ступень I. S²ˉ+H⁺OHˉ⇆(HS)ˉ+OHˉ 2K⁺+S²ˉ+HOH⇆(HS)ˉ+OHˉ+2K⁺ К2S+HOH⇆KHS+KOH Ступень II. (HS)ˉ+HOH⇆H2S+OHˉ K⁺ +(HS)ˉ+HOH⇆H2S+OHˉ+K⁺ KHS+HOH⇆H2S+KOH	MgCl2→Mg²⁺+2Clˉ pH<7 Ступень I. Mg²⁺+H⁺OHˉ⇆(MgOH)⁺+H⁺ 2Clˉ+ Mg²⁺+HOH⇆(MgOH)⁺+H⁺+2Clˉ MgCl2+HOH⇆MgOHCl+HCl Ступень II. (MgOH)⁺+HOH⇆Mg(OH)2+H⁺ Clˉ+ MgOH⁺+HOH⇆Mg(OH)2+H⁺+Clˉ MgOHCl+HOH⇆Mg(OH)2+HCl	MgS→Mg²⁺+S²ˉ pH≈7 Mg²⁺+S²ˉ+2H⁺OHˉ⇆Mg(OH)2+H2S MgCl2+Na2S+2H2O→	Na2SO4→2Na⁺+SO4²ˉ pH=7

Соль гидролизу не подвергается.

Глубину гидролиза можно опред. сл. обр.:

1.Степень гидролиза – h – отношен. числа прогидролизовавшихся молекул к общ. числу молекул. Зависит от природы соли, темпер. и концентр.

Константа гидролиза К гид.=К H 2 O/К дис.сл.электролитов h=√(К гид./С соли)

2. Молярн. концентрация(молярность) С м=h/V=m р.в./M р.в.*V

3. Моляльная конц.(моляльность) – кол-во молей раств. вещ-ва в 1000 г. ратворит. См=n/V=m р-ва/∋*V , ∋ - эквивалент (или m э)

Э к-ты=М к-ты/число H⁺ Э осн-я=М осн/число ОH⁺ Э соли=М соли/число атомов Ме*степ. окислен. Ме

Закон эквивалентов: все взаимод. и получ. вещ-ва наход. в экви. колич. NaOH+HCl=NaCl+H 2 O n NaOH=N HCl=n NaCl=n H 2 O c NaOH*V NaOH =c H(HCl)*V HCl

Окислительно-востановительные реакции.

ОВР – реакции идущие с изменением степени окисления элементов при переходе электронов.

Окислители. 1.Простые или сл. в которых элем. наход. в макс. степ. окислен. Mg²⁺, Mg⁺⁷O 4,(CrO 4)²ˉ

2. F 2, O 2

Восстановители. 1.Прост. или сложн. частицы в котор. элемент находится в мин. cтеп. окислен. NH3, S

Окислители и восстановители. 1.Атомы и молекулы металов (кр. O 2 и F 2) Сl 2, Br 2, N 2, S˚,P˚

2.Прост. и сложн. частицы в котор. элемент находится в промежут. cтеп. окислен. (SO 3)²ˉ, Fe, (NO 2)ˉ

Направления ОВР. Электродные потенциалы.

Гальванические элементы. Самрпоизв. электроны идут от вост. к окислит., когда φ окисл.>φ вост., ξ = φ окисл.-- φ вост.>0 - усл. самопроизв. протекан. ОВР.

Электродный потенциал Ме. Под действ. полярн. молек. воды и отрицат. ионов кислотн. остатка, положит. ионы Ме и сталкиваются на границе Ме – р-р. В рез. образ. двойной электронный слой с опред. раз. потенциалов наз. электродным потенциалом.

Используют относительные величины потенциалов.

Измерение электродных потенциалов. Гальванич. элементы – приборы в котор. энергия ОВР преобразуется в электрический ток.

Для измерен. потенциалов металов и всех др. частиц создают гальван. элем. в котор. один электрод водородный φ(Н˚ 2 /2Н⁺), а второй измеряемый.

Возникающая при этом ЭДС и есть величина потенциала. ξ = φ измер. -- φ(Н˚ 2 /2Н⁺) –эталонный

Устройство медно-цинкового гальванического элемента.

φ(Zn˚/Zn)=-0.76 В

φ(Сu˚/Cu²⁺)=+0.34 B

ξ = φ окисл.-- φ вост=1.1 В

Анодный процесс: Zn˚-2ē→Zn²⁺ анод – восстановитель

Катодный процесс: Cu²⁺ +2ē→Сu˚ катод – окислитель

Zn˚+ Cu²⁺= Zn²⁺+Сu˚

(-)(A) Zn˚| ZnSO 4;1M||CuSO 4;1M|Cu (K)(+)

Потенциал зависит от t, С, от природы ок-ва.

Если конц. отлич. от стандарт., то потенц. рассчит. по прав. Нернста: φ(OX/Red)=φ˚(OX/Red)+(RT/nF)*ln([OX]/[Red])

OX – окисл. форма, Red – вост. форма, RT/F=0.059, n – число электронов

φ(Меⁿ⁺/Ме)= φ˚(Меⁿ⁺/Ме)+(0.059/n)*lg[Меⁿ⁺] Пример. Ag|AgNO 3;1M|| AgNO 3;0.01M|Ag

φ(Ag⁺/Ag)=0.8+(0.059/1)*lg 10ˉ²=0.692 B

Взаимодействие Ме с окислит (кисл., щел., вода).

Взаимодействие Ме с водой.

Взаимодействие Ме с раств. щелочью.

Взаимодействие Ме с кислотами.

Вост. воды 2H 2 O+2ē→H 2 +2OHˉ

Mg+H 2 O→

φ(Mg(OH) 2 /Mg)=-2.36

φ(H 2 O/H 2)=-0.413 φ окисл.>φ вост – реакция идёт

1|Mg˚+2H 2 O - 2ē→Mg(OH) 2 +2H⁺

1|2H 2 O+2ē→H 2 +2OHˉ _

Mg+4H 2 O→Mg(OH) 2 +H 2 +2H⁺+2OHˉ

Mg+2H 2 O→Mg(OH) 2 +H 2

Нек. активн. Ме находятся в пассивир. сост., т.к. их поверхность покрыта прочным продуктом окислен.

Пассивацией наз. явлен. глубок. торможен. реакции окислен. над действием продукта этого окисления.

В ратворах щелочей окислителем явл. вода.

Al+NaOH+H 2 O→

φ(AlO 2 ˉ/Al)=-2.36

φ(Al 2 O/H 2)=-0.827 φ окисл.>φ вост – ре-акция идёт

2|Al˚+4OHˉ - 3ē→ AlO 2 ˉ+2H 2 O

3|2H 2 O+2ē→H 2 +2OHˉ _

2Al+8OHˉ+6H 2 O →2AlO 2 ˉ+4H 2 O+3H 2 +6OHˉ

2Al+2NaOH+2H 2 O →2NaAlO 2 +3H 2

кислоты по отношению к Ме дел. на 2-е группы(какой ион явл. окислит.)

H⁺

Кислотный остаток – окислит.

HCl,H2SO4р.

H2SO4 к., HNO3 р., HNO3 к.

1. Ме+H2SO4р. →МеSO4+Н2 φ(H/2H⁺)=0 φ(Ме)<0

1.Ме+H2SO4к.→МеSO4+ H2O+ прод.вост.кисл.ост. Li-Zn ( H2S) Cr-H( S˚) после Н( SO2) φ(SO4²ˉ/S)>1 SO4²ˉ→ H2S SO4²ˉ→S SO4²ˉ→SO2 2. Ме+HNO3 р→МеNO3+H2O+ пр. вост. кисл. ост. Li-Zn ( NH4⁺,NH4NO3) Cr-H( N2O) после Н( NO) φ(NO3ˉ)>1 3. Ме+HNO3 к → МеNO3+ H2O + пр. в кисл.ост. Li-Zn (NO) Zn- (NO2) Пример. Au+3V HCl+HNO3→AuCl3+NO2+H2O

Нек. Ме пассивируют под действием холодных кислот: H 2 SO 4 - Fe, Ti; HNO 3 - Cr

Коррозия Ме – самопроизв. разрушен. Ме под дейсвием агрессивной окружающей среды.

По элементам разрушен. различают:

хим. коррозию	эл.-хим. коррозию
Под действ. с сухими газами при t˚(газовая) или с жидк. не электролитами Ме+О2, CO2, CO, SO3, Гг(галогены) →разр. Ме+неэлектролиты Скорость хим. коррозии зависит от природы Ме, свойств продукта окислен., t˚	При взаимод. Ме с жидк. электрол., с влажн. Воздухом и почвой Поверхность Ме покрыта коррозионными гальвано парами (КГП)

Причины взаимодействия коразионных гальванопар: 1.Контакт Ме разн. активн.

2.Хим. неоднородность Ме

3.Неоднородность электролита

4.Неоднородность механического напряжения внутри

5.Блуждающие эл. токи.

Основные положения теории: 1.Коррозия происходит в том сл., если φ ме.> φ окисл.

2.наличие деполяризатора(окислителя)

Процесс деполяризации – отвод электронов с катодных участков при эл.-хим. коррозии веществами деполяризаторами.

Водородная деполяризация 2H⁺+2ē→H 2 в кисл. среде \

2H 2 O+2ē→H 2 +2OHˉ нейтр., щелочной / - вод. деп.

Кислотная деполяризация O 2 +2H 2 O+2ē→4OHˉ нейтр., щелочной \

O 2 +4H⁺+4ē→2H 2 O кисл. / -кис. деп.