Химия

Химия

Здравствуйте, на этой странице я собрала краткий курс лекций по предмету «химия».

Эти краткие лекции подготовлены для школьников и студентов любых специальностей.

В лекциях вы найдёте основные законы, теоремы, формулы и примеры задач с подробным решением.

Если что-то непонятно, Вы всегда можете написать мне в воцап и я помогу!

Химия — это одна из важнейших и обширных областей естествознания, наука, изучающая вещества, также их состав и строение, их свойствах, зависящих от состава и строения, их превращениях, ведущих к изменению состава — химических реакциях, а также о законах и закономерностях, которым эти превращения подчиняются. Поскольку все вещества состоят из атомов, которые благодаря химическим связям способны формировать молекулы, то химия занимается, прежде всего, рассмотрением перечисленных выше задач на атомно-молекулярном уровне, то есть на уровне химических элементов и их соединений. Химия имеет немало связей с физикой и биологией, по сути граница между ними условна, а пограничные области изучаются квантовой химией, химической физикой, физической химией, геохимией, биохимией и другими науками. wikipedia.org/wiki/Химия

Введение в химию

Химия является одной из фундаментальных естественнонаучных дисциплин. Это значит, что она описывает мир на определённом уровне строения материи, а именно на атомно-молекулярном, в ней рассматриваются лишь вещества определенного состава (химические вещества) и превращения этих веществ (химические превращения, реакции). Понимание проблем и процессов на атомно-молекулярном уровне необходимо для инженера любой специальности, поскольку ему обязательно приходится иметь дело с различными веществами, материалами и химическими реакциями. Как всякая фундаментальная наука, она вооружает техникой решения специфических (в данном случае − химических) задач.

Основные классы неорганических соединении

Неорганические соединения могут классифицироваться как по составу, так и по свойствам. По составу они подразделяются на простые вещества, состоящие из атомов одного и того же элемента Химия и сложные вещества, которые состоят из атомов разных элементов Химия

Классификация основных классов неорганических соединений.

Химия

Оксиды — бинарные соединения элементов с кислородом. Общая формула оксидов Химия. Название оксидов состоит соответственно из слова «оксид» плюс название элемента в родительном падеже. Если элемент проявляет переменную степень окисления, то в скобках дополнительно указывают степени окисления элемента: Химия соответственно оксиды серы (IV) и (VI).

Химия

СВОЙСТВА ОКСИДОВ:

Химия

Основания — химические соединения, которые в растворе диссоциируют с образованием гидроксид-ионов Химия Название оснований состоит из слова «гидроксид» плюс название металла в родительном падеже. Если металл проявляет переменную степень окисления, то в скобках после названия металла указывается степень его окисления число гидроксид-ионов определяет кислотность основания.

Химия — гидроксид натрия (однокислотное основание);

Химия — гидроксид марганца (III) (трехкислотное основание);

Химия — гидроксид железа (II) (двухкислотные основания);

Химия — гидроксид аммония.

Свойства оснований

Химия Химия
Кислоты — химические соединения, содержащие атомы водорода, способные замещаться атомами металлов. С позиций теории электролитической диссоциации к кислотам относятся вещества, способные диссоциировать в растворе с образованием ионов водорода Химия

Химия

Название кислот производят от названия элементов, которые их образовали. В случае бескислородных кислот к названию элемента добавляют слово «водородная». Химия -хлороводородная, Химия — сероводородная, Химия — циановодородная. Если элемент образует две кислородсодержащие кислоты Химия, то их названия отличаются окончанием: (н)ая и — (н)истая. Первое соответствует кислотам, в которых элемент образовавший кислоту, находится в высшей степени окисления, второе, соответствует кислотам, в которых элемент находится в промежуточной степени окисления (Химия — азотная, Химия — азотистая). Количество атомов водорода, которые способны замещаться на атомы металла определяет основность кислоты (Химия — одноосновная, Химия — двухосновная, Химия — трехосновная).

В зависимости от числа молекул воды к названию кислоты прибавляется приставка орто-, или мета-. При максимальном количестве воды добавляется приставка орто-, а при минимальном количестве воды приставка мета-. Кислота Химия в которой на одну молекулу фосфорного ангидрида Химия приходится три молекулы воды, называются ортофосфорной, а кислота Химия мстафосфорной.

Свойства кислот

Химия Химия

Соли — сложные вещества, которые являются продуктами полного или частичного замещения ионов водорода кислоты ионами металла или гидроксид-ионов основания кислотными остатками. Одним из способов получения солей является взаимодействие кислот и оснований.

Химия

Химия — гидросульфит калия;

Химия — дигидроортофосфат алюминия.

Химия — гидроортофосфат железа (II). Название важнейших кислот и солей (табл. П1).

Свойства солей

Химия

При написании формул химических соединений следует учитывать, что:

  1. Степень окисления атомов в простых веществах равна нулю. Например: Химия и др.
  2. Атомы кислорода в соединениях проявляют степень окисления (-2). Например: Химияи т.д. Исключения: фторид кислорода Химия — степень окисления кислорода (+2), пероксиды -степень окисления кислорода Химия.
  3. Для водорода степень окисления равна (+ 1). Например: Химия и т.д.

Исключения: гидриды металлов типа Химия; в которых степень окисления водорода (-1).

4. Элементы, имеющие постоянную степень окисления в большинстве соединений

Химия

5. Алгебраическая сумма степеней окисления отдельных атомов, образующих молекулу, с учетом стехиометрических индексов равна нулю. Например, можно определить степень окисления азота в молекуле Химия, зная степени окисления кислорода (-2) и водорода (+1): Химия

Химия

или степень окисления хрома в молекуле Химия:

Химия

6. Атомы одного и того же элемента в различных соединениях могут иметь различные степени окисления, например:

Химия

Возможно эта страница вам будет полезна:

Задачи по химии

Эквивалент

Любое вещество состоит из формульных единиц (ФЕ). Формульные единицы — это реально существующие частицы, такие как атомы, молекулы, ионы, радикалы (Химия, Химия).

Единицей количества вещества в химии является моль. Моль — это такое количество вещества, которое содержит столько формульных единиц, сколько атомов содержится в 0,012 кг изотопа углерода Химия. В 0,012 кг изотопа Химия содержится Химия атомов. Число Химия мольХимия — постоянная Авогадро Химия.

Количество вещества равно

Химия

где Химия — масса вещества, г.

Химия — молярная масса вещества, г/моль.

Так как в реакции могут вступать не только реальные, но и условные частицы, равноценные 1 атому или 1 иону водорода, то кроме формульных единиц в химии применяется также понятие «эквивалент».

Эквивалент — это реальные или условные частицы вещества, в Химия раз меньшие чем соответствующие им формульные единицы, или условные частицы, которые в кислотноосновных реакциях равноценны одному атому или одному иону водорода, а в окислительно-восстановительных реакциях одному отданному или принятому электрону.
Химия — число эквивалентности или эквивалентное число. Число моль эквивалентов вещества обозначается Химия.

Химия

где Химия — масса вещества, г.

Химия — молярная масса эквивалента вещества, г/моль.

Химия

где Химия — молярная масса вещества, г/моль.

Численное значение молярной массы эквивалента элемента равно отношению молярной массы атома элемента к его валентности (В).

Химия

Например: Химия

Элементы, имеющие переменную валентность, имеют различные значения молярных масс эквивалентов элементов Химия

Например:

Химия
Химия
Химия

где n — число атомов элемента, В-валентность элемента.

Молярные массы эквивалентов сложных веществ могут иметь различные значения в зависимости от того, в какую реакцию вступает данное вещество. Так, например, молярная масса эквивалента кислоты (основания) равна молярной массе кислоты (основания) Химия, деленной для кислоты на число атомов водорода, замещенных в данной реакции на металл, а для основания — на число гидроксогрупп, замещенных в данной реакции на кислотный остаток.

Например:

Химия
Химия
Химия
Химия

Молярная масса эквивалента соли:

Химия

Например: Химия
где n — число атомов металла в молекуле соли. В — валентность этого металла.

Возможно эта страница вам будет полезна:

Решение задач по химии

Закон эквивалентов

Вещества вступают в реакцию в эквивалентных количествах.

Химия

Массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ, пропорциональны молярным

массам их эквивалентов (объемам молярных масс эквивалентов).

Химия


Химия, если вещества А и В — твердые.


Химия, если вещество А — твердое, а В — газообразное.

Химия, если оба вещества газообразные,
где Химия — массы веществ А и В, г.

Химия — объемы газообразных веществ А и В при нормальных условиях, л.

Химия — молярные массы эквивалентов веществ А и В, г/моль.

Химия — объемы молярных масс эквивалентов (эквивалентные объемы) газообразных веществ А и В, л/моль.

Эквивалентный объем газообразного вещества Химия — это объем молярной массы эквивалента данного вещества при нормальных условиях (н.у.)

Например: Химия

Возможно эта страница вам будет полезна:

Примеры решения задач по химии

Способы выражения состава раствора

Раствор — однородная система переменного состава. Растворы бывают жидкими, твердыми, газообразными.

Концентрация (состав раствора) — отношение количества или массы вещества, содержащегося в системе к объему или массе той же системы. Наиболее распространены следующие способы выражения состава растворов.

Молярная концентрация вещества или молярность (символ Св, размерность-моль/л сокращенное обозначение (М)). Выражается числом моль растворенного вещества в 1 литре раствора:

Химия

где Химия — масса растворенного вещества, г

Химия — молярная масса растворенного вещества, г/моль.

Химия — объем раствора, л.

Пример 1:

Определить молярную концентрацию раствора, содержащего 14 г КОН в 500 Химия раствора.

Химия

Молярная концентрация эквивалентов вещества или нормальность (символ Химия размерность — моль/л сокращенное обозначение (н)). Выражается числом моль эквивалентов растворенного вещества в 1 литре раствора:

Химия

где Химия — масса растворенного вещества, г

Химия — молярная масса эквивалентов растворенного вещества, г/моль

Химия — объем раствора, л.

Химия

где Химия — молярная масса растворенного вещества, г/моль

Химия -эквивалентное число, которое определяется: для кислот

Химия — основность кислоты

Химия

для оснований

Химия — кислотность оснований

Химия

для солей

Химия

n-число атомов металла в молекуле соли

В — валентность металла

Химия

Пример 2:

Сколько граммов Химия содержится в 500 Химия 0,1н раствора.

Химия
Химия

где Химия = 106 г/моль.
Моляльность вещества в растворе или моляльность раствора (символ Химия, размерность моль/кг). Выражается числом моль растворенного вещества в 1 кг растворителя (воды):

Химия

где Химия — масса растворенного вещества и растворителя, г., Мв — молярная масса растворенного вещества, г/моль.

Пример 3:

Определить моляльность вещества в водном растворе, если в 100 г этого раствора, содержится 8 г NaOH.

Химия

Массовая доля растворенного вещества (символ сов, единица измерения — доля от единицы или процент). Определяется отношением массы растворенного вещества (Химия)к массе раствора (Химия)

Химия

Масса раствора (Химия) связана с объемом раствора (Химия) следующей формулой:

Химия

где Химия — плотность раствора, г/Химия, Химия

Пример 4:

Сколько граммов Химия потребуется для приготовления 400 Химия 5%-ного раствора, плотность которого Химия

Химия

Молярная доля растворенного вещества (символ Химия. безразмерная величина).Определяется как отношение числа моль растворенного вещества (Химия) к сумме числа моль растворенного вещества (Химия) и числа моль растворителя (воды).

Химия

где Химия — массы растворенного вещества и растворителя, г;

Химия — молярные массы растворенного вещества и растворителя, г/моль.

Пример 5:

Определить молярную долю глюкозы Химия в водном растворе с массовой долей 36%.

Химия

Титр раствора вещества (символ Химия, размерность г/Химия) Это концентрация стандартного раствора, равная массе растворенного вещества (Химия), содержащейся в 1 Химия раствора.

Химия

где Химия — объем раствора, Химия

Химия — масса растворенного вещества, г

Пример 6:

Определить титр раствора, если в 200 Химия этого раствора содержится 0,1 моль КОН.

Химия

Возможно эта страница вам будет полезна:

Решение задач по аналитической химии

Энергетика химических процессов

При химических процессах происходит изменение свойств систем, которые сопровождаются изменением энергии в виде теплоты (Q) или работы (W). Согласно первому началу термодинамики, теплота, подведенная к системе, расходуется на увеличение ее внутренней энергии Химия и на совершение работы при условии, что W является работой расширения: Химия. Теплоты химических превращений, протекающих при постоянных значениях р и V, Химия называются тепловыми эффектами реакций, а раздел химии, который их изучает, называется термохимией.

Основным законом термохимии является закон Гесса: «Тепловой эффект химической реакции нс зависит от пути ее протекания, а зависит от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции». Если реакция протекает с выделением теплоты, то она называется экзотермической, а если с поглощением — эндотермической.

В термохимии принято, что Qp равна по величине изменению энтальпии (Химия) с обратным знаком, т.е. Химия. Согласно первому началу термодинамики, количество теплоты, переданное от одной системы к другой или выделенное в результате химических процессов, определяется как Химия, где m — масса системы, г; с — удельная теплоемкость, Дж/(г К); Химия — изменение температуры. При помощи этих уравнений можно определить стандартную теплоту растворения веществ, теплоту нейтрализации и другие тепловые эффекты химических реакций.

Для сравнения изменений энтальпий различных процессов их относят к условиям, принятым за стандартные: Химия

Из закона Гесса вытекают два следствия. Первое следствие: «Изменение энтальпии химической реакции равно сумме стандартных энтальпий образования Химия продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов этих веществ в уравнениях реакций». Например: для реакции Химия:

ХимияХимия, где m, n, р, q — стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

Второе следствие из закона Гесса: «Изменение энтальпии химической реакции равно сумме стандартных энтальпий сгорания исходных веществ за вычетом суммы стандартных энтальпий сгорания продуктов реакции с учетом стехиометрических коэффициентов Химия в уравнении реакции: Химия исх — Химия, прод».

Стандартные энтальпии образования и сгорания веществ являются табличными величинами (табл.ПЗ). Стандартные энтальпии образования простых веществ (например, Химия, Химия, Fe и т.д.) равны нулю.

Изменение энтальпии химической реакции не может определять направление протекания процесса. Согласно II началу термодинамики, в изолированных системах самопроизвольно протекают процессы, идущие с увеличением энтропии системы. Для сравнения энтропий различных веществ, а также определения изменения энтропии системы, их относят к стандартным условиям Химия. В отличие от стандартных энтальпий образования простых веществ, их стандартные энтропии нс равны нулю и всегда положительны, т.к. при температурах выше О К всегда существует движение молекул или атомов, определяющих меру беспорядка в системе. Энтропия, также как энтальпия, является функцией состояния, поэтому изменение энтропии системы в результате химической реакции равно сумме стандартных энтропий продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтропий исходных веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов Химия в уравнении реакции: Химия, прод. — Химия, исх.

Функцией состояния, одновременно отражающей влияние энтропии и энтальпии на направление протекания химических процессов, является энергия Гиббса Химия. Энергия Гиббса для химической реакции может быть определена как:

1) Химия, прод. — Химия, исx., где Химия — стандартная энергия Гиббса образования веществ; n,, п, — стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции;

2) Химия.

Изменение стандартной энергии Гиббса служит для оценки принципиальной возможности самопроизвольного протекания процесса. Если Химия процесс принципиально возможен, если Химия, процесс самопроизвольно протекать нс может.

Скорость химических реакций. Химическое равновесие

Скорость химической реакции измеряется количеством вещества, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции за единицу времени в единице объема системы (для гомогенной реакции) или на единице площади поверхности раздела фаз (для гетерогенной реакции):

Химия

где V- скорость химической реакции; Химия — изменение концентрации вещества; Химия -промежуток времени.

Так как изменения концентраций участвующих в реакции веществ находятся в стехиометрической зависимости друг от друга, то для выражения скорости химической реакции может быть взято изменение концентрации любого из участвующих в реакции веществ.

Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, температуры, концентрации веществ, от присутствия в системе катализатора и дисперсности (для гетерогенных реакций).

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ для простейшей одностадийной реакции выражается законом действия масс: скорость химической реакции (V) при постоянных внешних условиях (Р,Т) прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, которые соответствуют коэффициентам в уравнении реакции. Для реакций, протекающих по схеме Химия

Химия

где Химия — концентрации реагирующих веществ, моль/л; m и n — стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции; k — константа скорости реакции.

Так как скорость химической реакции зависит от температуры, то k — величина, постоянная только при данной температуре и нс зависит от концентрации реагирующих веществ.

Порядок простых реакций определяется суммой показателей степеней при концентрациях реагирующих веществ в уравнении скорости реакции.

Для реакции первого порядка Химия константа скорости определяется по уравнению:

Химия

где Химия— продолжительность реакции,с; а — исходная концентрация вещества, моль/л; Химия — концентрация вещества (моль/л) по истечении времени Химия.

Закон действия масс относится только к газообразным и растворенным веществам. Если наряду с ними в реакции участвуют также твердые вещества, концентрация которых постоянна (гетерогенные реакции), то скорость реакции изменяется только в зависимости от концентрации газообразных или растворенных веществ:

Химия

где С — концентрация газообразного или жидкого вещества, моль/л; Химия — суммарная площадь поверхности, мХимия/г.

Приближенная зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость химической реакции увеличивается в 2 — 4 раза:

Химия

где Химия — скорость и константа скорости реакции при температуре Химия — скорость и константа скорости реакции при температуре Химия — температурный коэффициент скорости реакции Химия.

Зависимость константы скорости реакции от энергии активации Химия выражается уравнением Аррениуса:

Химия

где А — предэкспонснциальный множитель; е — основание натурального логарифма (2,718…);

R — универсальная газовая постоянная Химия; Т — температура, К; Химия -энергия активации, т.е. минимальная избыточная энергия (по сравнению со значением средней энергии реагирующих молекул), которой должны обладать молекулы, чтобы реакция стала возможной.

В общем случае, если температура реакции изменилась от Химия уравнение (5.6) преобразуется к виду:

Химия

Скорость химических реакций возрастает в присутствии катализатора. Зависимость скорости реакции от наличия катализатора выражается следующим уравнением:

Химия

где Химия — скорость и энергия активации химической реакции в присутствии катализатора; V и Химия — скорость и энергия активации реакции химической реакции без катализатора.

Реакции, протекающие одновременно в двух взаимно противоположных направлениях, называют обратимыми.

Реакцию, протекающую слева направо, называют прямой, а справа налево — обратной.

В начале процесса, когда концентрация исходных веществ велика, а конечных продуктов мала, скорость прямой реакции больше обратной. По мере уменьшения концентраций исходных веществ и увеличения концентраций продуктов реакции, скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной реакции возрастает. Через некоторое время эти скорости становятся равными и наступает состояние химического равновесия. Это состояние характеризуется константой химического равновесия.

Для реакции Химия константа равновесия выразится уравнением

Химия

В этом уравнении [А], [С], [D], [В] — равновесные концентрации реагирующих веществ (моль/л), n, m, р, q — стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции, Химия — константы скоростей прямой и обратной реакций.

Константа равновесия может быть выражена также через парциальные давления. Для реакции Химия

Химия

Химия — равновесные парциальные давления реагирующих веществ.

В выражение константы равновесия Химия для реакций, протекающих в гетерогенных системах включаются только газовые моль.

Например:

Химия

Константа равновесия химической реакции связана со стандартным изменением энергии Гиббса уравнением:

Химия

Вычислив Химия при любой температуре, можно рассчитать при этих условиях значение Химия. Следует отметить, что Химия только в случае, когда Химия т.е. Химия, когда Химия. В целом константа равновесия определяет глубину протекания процесса к моменту достижения равновесного состояния. Чем больше эта величина, тем больше степень превращения исходных веществ в конечные. Случай, когда Химия, соответствует минимуму энергии Гиббса, т.е. Химия тогда Химия, отсюда можно определить температуру, при которой Химия.

Химия

Система будет находиться в состоянии равновесия до тех пор, пока внешние условия (температура, давление, объем и концентрация), остаются неизменными. При изменении условий, система переходит в новое равновесное состояние. Направление смещения химического равновесия определяется принципом Ле Шательс: «Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, путем изменения Р, V, Т, С, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет внешнее воздействие»,

а) Влияние температуры.

Направление сдвига равновесия зависит от знака изменения энтальпии химической реакции.

Повышение температуры ведет к сдвигу равновесия в ту сторону, которая идет с поглощением теплоты (т.с. эндотермической реакции), а понижение температуры смещает равновесия в сторону той реакции, которая протекает с выделением теплоты (экзотермической реакции).

Для реакции Химия к аналогичному выводу приходим из выражения зависимости константы равновесия и энергии Гиббса

Химия

Так как Химия, то значение Химия будет равно 10 в дробной положительной степени.

Дробное слагаемое Химия от температуры не зависит. Тогда при понижении температуры и отрицательном значении Химия дробное слагаемое Химия будет иметь знак (+) и будет возрастать т.е. суммарное значение показателя степени и значение Химия будут возрастать. А это означает, что количество продуктов реакции должны возрасти, что возможно при смещении равновесия вправо Химия.

б) Влияние концентрации.

Константа равновесия Химия не зависит от концентрации реагирующих веществ.
Поэтому при повышении концентрации Химия при неизменном значении Химия должны возрасти концентрации исходных веществ, а это возможно при протекании обратной реакции, т.е. в этом случае равновесие сместится влево Химия.

в) Влияние давления.

В соответствии с принципом Ле Шателье увеличение давления смещает равновесие в сторону той (прямой или обратной) реакции, которая сопровождается уменьшением суммарного числа моль газообразных веществ (уменьшением давления).

Химия
Химия

Следовательно, при повышении давления равновесие системы смещается вправо Химия.

При понижении давления равновесие смещается соответственно влево.

Возможно эта страница вам будет полезна:

Примеры решения задач по аналитической химии

Физико-химические свойства растворов

Неэлектролиты — вещества, водные растворы и расплавы которых нс проводят электрический ток, так как их молекулы не диссоциируют на ионы: глюкоза Химия, сахароза Химия. Некоторые свойства разбавленных растворов неэлектролитов зависят только от числа частиц в растворе.

Понижение давления насыщенного пара растворителя Химия над раствором нелетучего неэлектролита пропорционально молярной доле растворенного неэлектролита.

Химия

где Химия — молярная доля растворенного вещества;

Химия — понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором, кПа;

Химия — давление насыщенного пара над чистым растворителем, кПа;

Химия — количество растворенного неэлектролита, моль;

Химия— количество растворителя, моль;

Химия — масса растворенного неэлектролита, г;

Химия — масса растворителя, г;

Химия — молярная масса неэлектролита, г/моль;

Химия — молярная масса растворителя, г/моль.

Давление насыщенного пара растворителя (р) над раствором пропорционально молярной доле растворителя.

Химия

где Химия — молярная доля растворителя.

Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения раствора неэлектролита пропорционально моляльности растворенного вещества Химия, моль/кг.

Химия

где Химия — соответственно криоскопическая и эбуллиоскопическая константы растворителя или понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения одномоляльного раствора неэлектролита.

Для воды: Химия, Химия

Осмотическое давление (л, кПа) равно давлению, которое производило бы растворенное вещество, если бы оно при той же температуре находилось в газообразном состоянии и занимало объем, равный объему раствора.

Химия

где Химия — молярная концентрация вещества, моль/л;

Химия — объем раствора, л;

Т — температура, К;

R — универсальная газовая постоянная (8,314 л кПа Химия)

Электролиты — вещества, проводящие в расплавах или водных растворах электрический ток (соли, основания, кислоты). Электролиты в расплавах или водных растворах диссоциируют на ионы. Поэтому общее число частиц растворенного вещества в растворе увеличивается по сравнению с раствором неэлектролита такой же концентрации в i раз (i — изотонический коэффициент).

В водных растворах, вес ионы электролита окружены молекулами воды (гидратированы). В концентрированных растворах сильных электролитов гидратированные ионы взаимодействуют между собой. Это взаимодействие определяется величиной кажущейся степени его диссоциации Химия. Кажущаяся степень электролитической диссоциации для сильных электролитов связана с изотоническим коэффициентом уравнением: Химия

где к — суммарное число ионов, на которые диссоциирует одна молекула электролита. Для Химия и т.д. При применении вышеуказанных законов к растворам сильных электролитов все расчеты должны проводиться с учетом изотонического коэффициента.

Для электролитов:

Химия

Химия где все обозначения аналогичны обозначениям для неэлектролитов.

Растворы сильных и слабых электролитов. Диссоциация электролитов

При растворении электролитов в полярных растворителях они в различной степени распадаются на катионы и анионы. Этот процесс называется электролитической диссоциацией.

Электролиты, диссоциирующие нс полностью называются слабыми. К ним относятся вода, гидроксид аммония, труднорастворимые гидроксиды, минеральные кислоты (Химия, Химия) и почти все органические кислоты. В растворах слабых электролитов устанавливается следующее равновесие:

Химия

тогда: первое равновесие (диссоциация по первой ступени) характеризуется первой константой диссоциации:

Химия

а второе — ( диссоциация по второй ступени ) — второй константой диссоциации:

Химия

Суммарной реакции диссоциации: Химияотвечает суммарная
константа равновесия:

Химия

Константа диссоциации по первой ступени всегда больше константы диссоциации по второй ступени: Химия.

Для слабых электролитов:

Химия

где: Химия — молярная концентрация электролита, моль/л

Химия — степень диссоциации электролита — отношение числа его молекул, распавшихся на ионы к общему числу молекул электролита в растворе.
Для электролитов, у которых Химия, тогда Химия

Электролиты, практически полностью диссоциирующие в полярных растворителях, называются сильными электролитами.

В растворах сильных электролитов концентрация ионов велика, поэтому силы межионного взаимодействия заметно проявляются уже при незначительной концентрации электролита. В связи с этим значение степени диссоциации сильных электролитов называется кажущейся степенью диссоциации Химия

Для оценки состояния ионов в растворах сильных электролитов пользуются активностью (а). Это эффективная, условная концентрация иона, соответственно которой он действует в химических реакциях.

Химия

где Химия— коэффициент активности

Химия — молярная концентрация иона, моль/л.

Коэффициент активности ионов зависит от состава и концентрации раствора, от заряда и природы иона. В разбавленных растворах Химия коэффициент активности зависит только от заряда иона (z) и ионной силы (I) раствора:

Химия

Значения коэффициентов активности ионов в зависимости от их заряда и ионной силы раствора приведены в таблице П4. Приближенно коэффициент активности можно определить по следующим формулам:

Химия

Произведение растворимости

Равновесие в насыщенном растворе сильного малорастворимого электролита устанавливается между твердой солью (осадок) и перешедшими в раствор ионами:

Химия

тогда

Химия

Произведение концентраций ионов в степенях их стехиометрических коэффициентов малорастворимого электролита, содержащихся в его насыщенном растворе ( произведение растворимости ), есть величина постоянная при данной температуре (табл.П5)

Ионное произведение воды. Водородный показатель

Вода, являясь слабым электролитом, в незначительной степени диссоциирует:

Химия

принимая концентрацию недиссоциированых молекул воды постоянной, (55,55 моль/л) получаем Химия и обозначая Химия получим Химия — ионное произведение воды.

Химия

Кислотность или щелочность раствора можно выразить с помощью водородного показателя.

Химия, тогда

Химия моль/л — нейтральный раствор

Химия моль/л — кислый раствор

Химия моль/л — щелочной раствор.

Ионно-молекулярные уравнения. Гидролиз солей

При растворении в воде или других полярных растворителях, молекулы электролитов подвергаются электролитической диссоциации, т.е. в большей или меньшей степени распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (катионы и анионы). Электролиты, диссоциирующие в растворе полностью, называются сильными, а нс полностью — слабыми (табл 8.1).

Таблица 8.1

Химия

Диссоциация слабых электролитов протекает в основном по I ступени.

В обменных реакциях, протекающих в растворах электролитов, наряду с недиссоциированными молекулами слабых электролитов, осадками и газами участвуют, находящиеся в растворе ионы. Поэтому механизм протекания реакций в растворе наиболее полно выражается при замене молекулярных уравнений ионно-молекулярными. В таких уравнениях слабые электролиты, малорастворимые соединения и газы записываются в молекулярной форме, а сильные электролиты в виде ионов (табл. П2).

Химия

Рассмотренные примеры показывают, что обменные реакции в растворах электролитов протекают в направлении связывания ионов, приводящего к образованию осадков, газов или слабых электролитов.

Химия


В тех случаях, когда осадки или слабые электролиты имеются как среди исходных веществ, так и среди продуктов реакции, равновесие смещается в сторону образования менее диссоциирующих веществ.

Химия

Таким образом, реакции нейтрализации, в которых участвуют слабые кислоты или основания — обратимы, т.с. могут протекать как в прямом так и обратном направлениях. Это значит, что при растворении в воде соли, в состав которой входит анион слабой кислоты или катион слабого основания, протекает процесс гидролиза — обменное взаимодействие ионов соли с водой, сопровождающееся изменением pH среды.

Правило написания молекулярного и ионно-молекулярного уравнений гидролиза соли, например:

Химия

1. Под формулой соли написать формулы основания и кислоты, которыми образована соль:

Химия

2. Определить силу основания и кислоты:

Химия — слабое основание, Химия — сильная кислота.

3. Подчеркнуть общий ион в формуле слабого электролита и в формуле соли:

Химия

4. Написать сокращенное ионно-молекулярное уравнение гидролиза с участием одного подчеркнутого иона и одной молекулы воды:

Химия, среда кислая

5. По полученному сокращенному ионно-молекулярному уравнению написать полное молекулярное уравнение, используются ионы соли, не участвующие в гидролизе. Объединить ионы по правилу электронейтральности молекулы и расставить коэффициенты:

Химия

Количественно протекание гидролиза определяется степенью гидролиза (h), представляющую собой отношение числа гидролизованных молекул Химия к общему числу молекул соли, введенных в раствор Химия.

Химия

где Химия — константа гидролиза; Химия — молярная концентрация соли.

Химия

где Химия— ионное произведение воды Химия

Химия — константа диссоциации слабого электролита, участвующего в образовании соли по последней ступени диссоциации.

Химия — соответственно изменения энтальпии, энтропии и энергии Гиббса реакции гидролиза.

Константу, степень и pH гидролиза рассчитывают по формулам (табл. 8.2).

Таблица 8.2

Расчет константы, степени и pH гидролиза

Химия

Гидролиз протекает в основном по первой ступени, однако степень гидролиза возрастает с разбавлением раствора, при повышении температуры, а также при связывании продуктов гидролиза в слабодиссоциирующис соединения.

Возможно эта страница вам будет полезна:

Решение задач по неорганической химии

Окислительно — восстановительные реакции

Реакции, сопровождающиеся изменением степеней окисления элементов в молекулах реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

Степень окисления — это условный заряд атома в молекуле, вычисленный из предположения, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна.

Для установления степени окисления элемента, следует руководствоваться следующими правилами:

1. Степень окисления элементов простых веществ равна нулю Химия.

2. В водородосодержащих соединениях степень окисления водорода всегда (+1), за исключением гидридов металлов, в которых степень окисления водорода равна (-1). Химия

3. В кислородсодержащих соединениях, степень окисления кислорода всегда (-2), за исключением пероксидов, в которых степень окисления кислорода (-1) и Химия.

Химия

4. Степень окисления одного из элементов в молекуле можно определить по степени окисления других элементов, поскольку молекула в целом электронейтральна.

Химия

5. Сумма степеней окисления всех элементов, входящих в состав иона, равна заряду иона.

Химия

6. Для элементов положительная степень окисления не может превышать величины, равной номеру группы Периодической системы, из которой взят данный элемент Химия. Окислительно-восстановительная реакция, состоит из полуреакций окисления и восстановления.
Вещество, которое принимает электроны, называется окислителем, а вещество, которое отдаст электроны — восстановителем.

Процесс, связанный с потерей электронов, называется окислением, а процесс связанный с присоединением электронов — восстановлением.

Так, в реакции

Химия

окислитель — Химия, восстановитель — С

Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, принимаемых окислителем, поэтому стехиометрические коэффициенты окислительно-восстановительных реакций определяют, используя метод электронного баланса или метод электронно-ионного баланса:

Порядок составления уравнений окислительно-восстановительных реакций (метод электронного баланса):

  1. Написать формулы исходных веществ и продуктов реакций.
  2. Определить элементы, которые меняют свою степень окисления.
  3. Составить две полурсакции для окислителя и восстановителя и определить число принятых и отданных электронов.
  4. Найти наименьшее общее кратное между числом принятых и отданных электронов и определить дополнительные множители к обеим полурсакциям.
  5. Умножить дополнительные множители на соответствующие полурсакции и сложить их левые и правые части. Полученные коэффициенты перенести в молекулярное уравнение
  6. Если окислитель или восстановитель расходуется на получение других продуктов реакции, в которых степень их окисления не меняется, то необходимо уточнить коэффициенты.
  7. Уравнять число атомов водорода и кислорода.

Пример 7:

Химия

Химия

Химия расходуется на получение 2 моль NO и 3 моль Химия, поэтому в левую часть реакции добавляем Химия

Химия

В итоге Химия

Порядок составления уравнений окислительно-восстановительных реакций (метод электронно-ионного баланса):

  1. Составить ионную схему реакции, руководствуясь общими правилами составления ионных уравнений: сильные электролиты записать в виде ионов, а неэлектролиты, слабые электролиты, осадки и газы — в виде молекул; в ионную схему включать только те частицы, которые изменяют свое состояние, т.е. выполняют функцию окислителя или восстановителя.
  2. Составить электронно-ионные уравнения полуреакций, руководствуясь следующим: а) если продукт реакции содержит больше кислорода, чем исходное вещество, то расходуется либо вода — в нейтральных и кислых растворах, либо ОН’ — в щелочных растворах; б) если продукт реакции содержит меньше кислорода, чем исходное вещество, то в кислой среде образуется вода, а в нейтральной и щелочной — ионы ОН’. Определить число принятых и отданных в каждой полуреакции электронов.
  3. Найти наименьшее общее кратное между числом принятых и отданных электронов и определить дополнительные множители к каждой полуреакции.
  4. Сложить электронно-ионные уравнения процессов восстановления и окисления, предварительно умноженные на найденные дополнительные множители.
  5. По полученному ионному уравнению составить молекулярное уравнение.

Пример 8:

Расставить коэффициенты в уравнении

Химия

1. Сокращенная ионно-молекулярная схема реакции:

Химия

2. а) Составить электронно-ионное уравнение для процесса восстановления. Ион Химия превращается в ион Химия, т.е. получается продукт реакции, не содержащий кислорода. Так как реакция протекает в кислой среде, то вторым продуктом реакции будет вода. На каждый атом кислорода расходуется по два иона Н+:

Химия

б) Составить электронно-ионное уравнение для процесса окисления. Получающийся ион Химия содержит больше кислорода, чем исходное вещество Химия. Следовательно, в процессе реакции окисления кислород потребляется. Так как реакция протекает в кислой
среде, в окислительно-восстановительном процессе принимает участие вода:

Химия

3. Определить наименьшее общее кратное и дополнительные множители:

Химия

4. Ионное уравнение реакции:

Химия

5. Молекулярное уравнение реакции:

Химия

По закону эквивалентов: Химия

Химия

Молярная масса эквивалентов окислителя равна молярной массе окислителя, деленной на число электронов, принятых одной молекулой окислителя.

Молярная масса эквивалента восстановителя равна молярной массе восстановителя, деленной на число электронов, отданных одной молекулой восстановителя.

Поскольку одно и тоже вещество в разных реакциях может отдавать или принимать разное количество электронов, то молярная масса его эквивалентов может иметь разные значения. Так, например, Химия в зависимости от среды восстанавливается по разному. В кислой среде Химия в нейтральной Химия и в щелочной Химия. Поэтому молярные массы эквивалентов для Химия будут равны его молярной массе, деленной соответственно на 5;3 и 1 т.е. 31,6 г/моль, 52,7 г/моль и 158,0 г/моль.

Самопроизвольно протекающие окислительно-восстановительные реакции сопровождаются уменьшением энергии Гиббса, которую можно рассчитать по уравнению.

Химия

где z — число электронов принимающих участие в реакции (наименьшее общее кратное).

F — постоянная Фарадея — 96500 кл/моль.

Химия — стандартное напряжение окислительно-восстановительной реакции, В

Химия

где Химия — стандартные электродные потенциалы окислителя и восстановителя (табл.П7)

Так как z и F величины положительные, то направление протекания окислительно-восстановительной реакции определяется знаком при Химия, если Химия, то Химия величина положительная, a Химия — величина отрицательная, поэтому самопроизвольное протекание прямой реакции возможно. Если же Химия, то возможно самопроизвольное протекание обратной реакции. Глубина протекания окислительно-восстановительной реакции определяется константой равновесия.

Химия

После подстановки значений Химия и F(96500 Кл/моль) получим

Химия

Возможно эта страница вам будет полезна:

Химия экзаменационные билеты

Гальванический элемент

Гальваническими элементами (ГЭ) называются устройства, в которых энергия окислительно-восстановительных реакций превращается в электрическую энергию. Гальванический элемент состоит из двух электродов (окислительно-восстановительных систем), соединенных между собой металлическим проводником. Электроды погружены в растворы электролитов; последние сообщаются друг с другом чаще всего через пористую перегородку. На каждом электроде происходит полуреакция (электродный процесс): на аноде — процесс окисления; на катоде — процесс восстановления. Гальванические элементы изображаются в виде схем.

Так, схема ГЭ, в основе работы которой лежит реакция

Химия

изображается следующим образом:

Химия

Причем, анодом является более активный металл, а катодом менее активный металл Химияпроцесс на аноде: Химия процесс на катоде: Химия

Например, для реакции, протекающей в ГЭ:

Химия
Химия

схема ГЭ имеет вид:

Химия
Химия

Химия — суммарная токообразующая реакция.

Напряжение ГЭ (е°) при стандартных условиях рассчитывается по формуле:

Химия

где Химия — значения стандартных электродных потенциалов катода и анода (табл. П7).

При условиях, отличающихся от стандартных, численное значение электродного потенциала определяется по уравнению Нернста:

Химия

где Химия соответственно электродный и стандартный электродный потенциалы металла, В.

Химия — молярная концентрация катиона металла в растворе, моль/л.

Значение электродного потенциала водорода рассчитывается по формуле:

Химия

Условием самопроизвольного протекания химического процесса при стандартных условиях является, как известно, Химия.

Взаимосвязь между изменением энергии Гиббса и напряжением ГЭ выражается формулой:

Химия

Константа равновесия соответствующей окислительно-восстановительной реакции

вычисляется по формуле: Химия

Возможно эта страница вам будет полезна:

Помощь по химии

Коррозия металлов

Коррозией называется процесс самопроизвольного разрушения металлов под действием агрессивных сред. По механизму взаимодействия металлов с агрессивными средами коррозию можно разделить на два типа: химическую и электрохимическую.

Химическая коррозия представляет собой разрушение металлов вследствие непосредственного взаимодействия их с сухими агрессивными газами Химия, Химия (газовая коррозия), или с агрессивными компонентами в жидких неэлектролитах, например в нефтепродуктах (коррозия в неэлектролитах).

При контакте металла с водой, растворами электролитов, влажными газами, наблюдается электрохимическая коррозия — наиболее распространенный вид коррозии металлов.
Процессы, протекающие при электрохимической коррозии: анодные: Химия

катодные: Химия — водородная деполяризация;

Химия кислородная деполяризация.

Например, схема коррозионного ГЭ, составленного из железа Химия, частично покрытого оловом Химия в атмосферных условиях, имеет вид:

Химия
Химия

Вторичный процесс: Химия суммарная реакция процесса коррозии.

Количественно скорость коррозии характеризуется следующими показателями коррозии:

весовой показатель Химия

где Химия — масса металла, превратившегося в продукт коррозии, г;

S — площадь поверхности металла, м2;

Химия — продолжительность коррозии, ч.

объемный показатель Химия

где V — объем газа, выделяющегося или поглощающегося при коррозии, см3;

глубинный показатель Химия, мм/год,

где Химия — глубина проникновения коррозии в металл, мм;

Химия — продолжительность коррозии, год.

Весовой и глубинный показатели коррозии связаны уравнением:

Химия

где Химия — плотность металла, подвергающегося коррозии, г/см3;

8760 — число часов в году.

Объемный и весовой показатели связаны уравнением:

Химия

где Химия — молярная масса эквивалента корродируемого металла, г/моль;

Химия — молярный объем эквивалента газа, выделяющегося или поглощающегося при коррозии металла, см3/моль.

Электролиз

Электролиз — совокупность окислительно-восстановительных процессов, протекающих при прохождении постоянного электрического тока через расплавы или растворы электролитов.

При электролизе происходит превращение электрической энергии в химическую. Ячейка для электролиза (электролизер) состоит из двух электродов, погруженных в расплав или раствор электролита. Электрод, на котором идет реакция восстановления (катод), подключен к отрицательному полюсу внешнего источника постоянного тока. Электрод на котором протекает реакция окисления (анод), подключен к положительному полюсу постоянного источника тока.

При прохождении тока через расплав электролита катионы электролита под действием электрического поля движутся к катоду и восстанавливаются, анионы перемещаются к аноду и окисляются.

В водных растворах, кроме ионов самого электролита, находятся также молекулы воды, способные восстанавливаться на катоде и окисляться на аноде, а также ионы Химия, относительная концентрация которых определяется средой. В этом случае при электролизе возможны конкурирующие реакции. Критерием, определяющим преимущество того или иного электрохимического процесса, служит величина стандартного электродного потенциала соответствующих равновесных систем. Чем выше потенциал, тем легче восстанавливается окисленная форма системы, а чем он ниже, тем легче окисляется восстановленная форма. Таким образом, характер катодного процесса (таблица 11.1) при электролизе водных растворов определяется прежде всего положением соответствующего металла в ряду напряжений. При рассмотрении анодных процессов (таблица 11.2) следует иметь в виду, что материал анода в процессе электролиза также может окисляться. В связи с этим различают электролиз с инертным анодом и электролиз с активным, растворимым анодом. Если анод инертный Химия на аноде в первую очередь окисляются анионы бескислородных кислот — Химия и др., затем гидроксид ионы Химия и в последнюю очередь молекулы воды. Анионы кислородосодержащих кислот Химия в водных растворах окисляться на аноде нс могут, т.к. имеют более высокий окислительно-восстановительный потенциал, чем потенциал выделения кислорода из воды.

Количественная характеристика электролиза выражается двумя законами Фарадея:

  1. При электролизе различных химических соединений равные количества электричества выделяют на электродах массы вещества, пропорциональные молярным массам их эквивалентов.
  2. Масса вещества выделяющегося на электродах или разлагающегося при электролизе прямо пропорциональна количеству прошедшего через электролит электричества:
Химия

где Химия — масса вещества, выделяющегося на электродах, г;

Химия — молярная масса эквивалента вещества, г/моль;

Химия — время электролиза, сек (час);

F — постоянная Фарадея, равная 96500 Кл/моль, если Химия — с, и 26,8 Ач/моль, если Химия — час. I — сила тока, А.

Отношение массы вещества, фактически выделившегося на электродах Химия, к теоретически возможному Химия называется выходом по току Химия.

Химия

Таблица 11.1

Схемы протекания катодных процессов

Химия

Таблица 11.2

Схемы протекания анодных процессов

Химия
Химия

Химические свойства металлов

Более 80% химических элементов являются металлами. Основной источник получения металлов — восстановление их из руд: Химия

Восстановление проводят химическими или электрохимическими способами. Химическое восстановление заключается во взаимодействии соединений металлов с углем, водородом или мсталлами-восстановитслями. Например, по реакциям :

Химия

Электролизом из растворов осаждают медь, никель, серебро, хром, кадмий и др. металлы. Электролизом из расплавов осаждаются сильные восстановители, такие как щелочные и щелочно-земельные металлы, а так же магний и алюминий.

Например, при электролизе расплава хлорида натрия на электродах протекают следующие процессы: на аноде Химия, на катоде Химия

Металлы в соединениях проявляют только положительную степень окисления и в химических реакциях выступают в роли восстановителей.

Так, большинство металлов легко взаимодействуют с галогенами с образованием галидов:

Химия

С кислородом металлы взаимодействуют менее энергично, что объясняется большей энергией диссоциации его молекул:

Химия

При нагревании все металлы легко взаимодействуют с серой, фосфором, бором и др. неметаллами:

Химия

При обычных условиях с водой взаимодействуют щелочные и щелочноземельные металлы:

Химия

Остальные металлы способны взаимодействовать с парами воды при высокой температуре:

Химия

С водными растворами щелочей при обычных условиях способны взаимодействовать металлы, оксиды которых обладают амфотерными свойствами Химия:

Химия

В реакции с водными растворами солей отрыв электронов от атома более активного металла осуществляется ионом менее активного металла, находящимся в растворе и выступающим в качестве окислителя:

Zn + CuSO4 = ZnSO4 +Cu

Химия

Характер взаимодействия металлов с кислотами зависит от температуры, концентрации, состава кислоты и восстановительных свойств металлов. Восстанавливать ионы водорода из разбавленных кислот способны металлы, электродный потенциал которых меньше потенциала водородного электрода:

Химия

Концентрированная серная кислота окисляет все металлы до высшей степени окисления с образованием сульфатов. При этом в зависимости от активности металла сульфат-ион восстанавливается преимущественно активными металлами Химия

до Химия, металлами средней активности Химия, малоактивными металлами Химия (табл.П7).

Например:

Химия

Азотная кислота окисляет металлы без выделения водорода из кислот. Глубина восстановления иона азота в азотной кислоте зависит от её концентрации и активности металла: чем выше восстановительная способность металла и более разбавлена кислота, тем глубже идет восстановление иона азота (табл. 12.1)

Таблица 12.1

Продукты восстановления иона азота Химия в азотной кислоте

Химия

Пример:

Химия

Металлы в чистом виде применяются реже, чем их сплавы, обладающие более высокой прочностью, твердостью и коррозионной стойкостью. Из сплавов цветных металлов широкое распространение получили сплавы: меди с цинком — латуни, меди с оловом или алюминием -бронзы, меди с никелем — мельхиор.

Комплексные соединения

Комплексные соединения составляют наиболее обширный класс веществ, включающий неорганические: Химия многие металлоорганические (трилон Б, оксалатный комплекс железа (III)) и биологические (гемоглобин, хлорофилл) вещества.

Сложные соединения, у которых имеются ковалентные связи, образованные по донорноакцепторному механизму, получили название комплексных или координационных соединений.Центральный ион, обычно положительно заряженный, называется комплексообразователем или центральным атомом (в вышеприведенных соединениях) комплексообразователями являются элементы Химия соответственно). Ионы или молекулы, располагающиеся в непосредственной близости к нему, представляют собой лиганды, которые образуют донорно-акцепторные связи с центральным атомом (в вышеприведенных соединениях лиганды — Химия). Комплексообразователь и лиганды составляют внутреннюю сферу комплексного соединения. При написании формулы комплексного соединения внутренняя сфера заключается в квадратные скобки. Заряд внутренней сферы рассчитывается как сумма зарядов комплексообразователя и лигандов. Внутренняя сфера может иметь отрицательный Химия (комплексный анион) или положительный Химия (комплексный катион) заряд, либо не иметь заряда Химия. Общее число Химия-связей, образуемых комплексообразователем с лигандами, называется координационным числом центрального атома. Координационные числа комплексообразователей в соединениях: Химия соответственно равны 6, 6 и 4.

За пределами внутренней сферы комплексного соединения находится его внешняя сфера, содержащая ионы, заряд которых противоположен заряду внутренней сферы, так, чтобы молекула в целом была электронейтральна. В случае незаряженной внутренней сферы внешняя сфера отсутствует: Химия.

Название комплексного соединения образуется из названия аниона, за которым следует название катиона.

Пример: Химия — хлорид диамминсеребра.

В комплексных катионах сначала называют отрицательно заряженные лиганды с окончанием “о” (Химия — гидроксо, Химия — хлоро, Химия — циано, Химия— нитро), затем нейтральные молекулы (Химия — аммин, Химия — аква). Перед названием лигандов указывают их количество греческими числительными (ди, три, тетра, пента, гекса и т. д.). Последним называют комплексообразователь, указывая степень его окисления римскими цифрами в круглых скобках. В названиях комплексных катионов используют русские названия металлов в родительном падеже.

Возможно эта страница вам будет полезна:

Заказать работу по химии

Пример: Химия — катион хлоропентаамминкобальта (Ш).

Название комплексного аниона составляют аналогично названию катиона, но степень окисления комплексообразоватсля указывают римской цифрой после его латинского названия с окончанием “ат”.

Пример:Химиягексагидроксофсррат (III).

Названия нейтральных комплексных соединений без внешней сферы образуются также как и катионов, но комплексообразоватсль называют в именительном падеже, а степень его окисления не указывают, так как она определяется электронейтральностью комплекса.

Пример: Химия -дихлородиамминплатина.

Диссоциация комплексного соединения на ионы внутренней и внешней сферы осуществляется необратимо и полностью, она называется первичной диссоциацией. Обратимая диссоциация комплексного иона внутренней сферы называется вторичной диссоциацией. Она характеризуется константой равновесия, называемой константой неустойчивости (Химия). Чем меньше величина неустойчивости, тем прочнее комплексный ион.

Так, комплексный ион диамминсеребра диссоциирует:

Химия

Процесс образования этого комплексного иона характеризуется константой устойчивости (Химия), величиной, обратной константе неустойчивости.

Химия

Вторичная диссоциация комплексного иона идет ступенчато, и каждой ступени диссоциации отвечает своя константа неустойчивости. Константа неустойчивости комплексного иона отражает суммарный процесс диссоциации и находится как произведение констант неустойчивости каждой ступени диссоциации.

Многие комплексы настолько прочны, что ионы в них нс обнаруживаются даже очень чувствительными качественными реакциями. Так, в соединении Химия качественные реакции нс обнаруживают ни ионов кобальта, ни свободного аммиака. Количественный анализ показывает присутствие только 2/3 содержащихся в молекуле ионов хлора, т.е. только ионы хлора внешней сферы.

Жесткость воды

Одним из важнейших технологических показателей природной воды является се жесткость. Пройдя через известковые горные породы и почвы, вода извлекает растворимые гидрокарбонаты кальция, магния и железа (II), Химия, а также сульфаты, хлориды, нитраты, силикаты, фосфаты этих металлов. При использовании жесткой воды в качестве теплоносителя на внутренних стенках паровых котлов и трубопроводов осаждаются малорастворимые карбонаты Химия, основной карбонат магния Химия или гидроксиды магния и железа Химия, образуя накипь. Накипь имеет низкую теплопроводность, поэтому вызывает местный перегрев стенок котла, что может привести к быстрому испарению воды и взрыву. Жесткую воду нельзя использовать для приготовления строительных растворов, она вызывает коррозию металлической арматуры, а так же приводит к увеличению расхода мыла (солей щелочных металлов высших жирных кислот) Химия, идущего на связывание солей жесткости:

Химия где: Химия — стеарат натрия (твердое мыло),

Химия

Жесткую воду перед использованием нужно «умягчить», т.е. уменьшить или устранить ее жесткость. По отношению к процессам устранения жесткости воды различают временную (карбонатную), постоянную (сульфатную и хлоридную) и общую (суммарную) жесткости воды.

Временная жесткость обусловлена присутствием в воде гидрокарбонатов кальция, магния и железа (II). При кипячении жесткой воды гидрокарбонаты солей разрушаются, переходя в малорастворимые соединения, выпадающие в осадок.

Химия

Распад гидрокарбоната железа (II) сопровождается полным гидролизом и окислением до бурого гидроксида железа (III) Химия:

Химия

Для устранения карбонатной жесткости применяют также метод известкования, при котором в жесткую воду добавляют негашеную известь Химия или гашеную известь Химия.

Химия

Часть жесткости, сохраняющаяся после кипячения или известкования воды, называется постоянной (некарбонатной) жесткостью. Она обусловлена присутствием в воде солей сильных кислот, главным образом сульфатов и хлоридов кальция, магния и железа (II).

Эта жесткость устраняется добавлением к воде соды Химия, ортофосфата натрия Химия или тетрабората натрия, буры Химия:

Химия

где: Me — металлы Ca, Mg, Fc

Одновременное прибавление извести и соды (известково-содовый метод) устраняет общую жесткость воды.

Одним из современных способов умягчения воды является ионообменный метод, при котором жесткую воду на конечной стадии очистки пропускают через твердые иониты, способные обменивать свои подвижные катионы Химия на катионы Химия или подвижные анионы (Химия) на анионы Химия

Катиониты — синтетические ионообменные смолы (КУ-1, КУ-2 и др.), сульфоугли и природные алюмосиликаты (цеолиты, глины, пермутиты), например, Химия. Их состав можно условно изобразить формулой Химия — подвижный катион, a Химия — анион. Схематически катионный обмен можно изобразить уравнением:

Химия

При этом ионы кальция, магния и железа переходят из воды в катионит, а ионы натрия из катионита в воду.

После использования большей части катионов натрия в процессе ионного обмена катионит обычно регенерируют, выдерживая в растворе хлорида натрия или соляной кислоты. При этом происходит обратный процесс:

Химия

Регенерированный катионит может быть использован для умягчения новых порций жесткой воды.

Аниониты (АВ-16, АВ-17, АН-2Ф и др.) обменивают подвижный анион гидроксидной группы Химия на сульфат-ион Химия, хлорид — ион Химия или нитрат-ион Химия.

Химия

Количествснно жесткость воды (Ж) определяется суммарным содержанием миллимоль эквивалентов веществ, обуславливающих жесткость или веществ, прибавляемых для устранения жесткости по формуле:

Химия

где Химия— масса вещества, г; Химия— молярная масса эквивалента вещества, г/моль.

Химия
Химия

Химия — объем воды в л; 1000 — переходный коэффициент от моль(В) к миллимоль (В). Молярная масса эквивалентов гидрокарбонатов Химия, Химия равна половине молярной массы этих солей.

Карбонатную жесткость воды можно определить титрованием определенного объема воды раствором соляной кислоты Химия известной молярной концентрации эквивалентов Химия:

где: Химия — объем раствора Химия, пошедший на титрование, см3; Химия — молярная концентрация эквивалентов Химия, моль/л, Химия— объем исследуемой воды, см3.

Общую жесткость воды можно определить титрованием воды раствором трилона Б (комплексона III), который является двузамещенной натриевой солью этилендиаминтстрауксусной кислоты (ЭДТА). Реакцию титрования можно изобразить уравнением:

Химия

Метод основан на способности трилона образовывать с катионами металлов (Химия) малодиссоциированные комплексные соединения.

Общая жесткость воды по трилонометрическому методу определяется по формуле:

Химия

где: Химия — объем раствора трилона Б, Химия — молярная концентрация эквивалентов трилона Б, моль/л, Химия— объем исследуемой воды, смХимия.

При использовании катионитов для устранения жесткости рассчитывают обменную емкость катионита (Химия, ммоль/г или ммоль/см3), которая равна максимальному количеству миллимоль эквивалентов ионов Химия, поглощаемому 1 г. или 1 смХимия катионита

Химия где Химия — обменная емкость катионита, ммоль/г или ммоль/смХимия; Ж — жесткость воды, ммоль/л; V — объем воды, л; Химия — масса катионита, г; VKar — объем катионита, смХимия.

Различают природную воду: очень мягкую — с жесткостью до 1,5, мягкую — от 1,5 до 4, средней жесткости — от 4 до 8, жесткую — от 8 до 12 и очень жесткую — свыше 12 ммоль/л. Жесткость воды в морях ~ 65 ммоль/л, в оксанах ~ 130 ммоль/л. Жесткость воды хозяйственно-питьевых водопроводов не должна превышать 7 ммоль/л.

Кстати дополнительная теория из учебников по предмету химия тут.

Высокомолекулярные соединения (полимеры). Способы получения. Свойства. Применение

К высокомолекулярным соединениям относятся вещества с большой молекулярной массой и особыми физико-химическими свойствами.

Существуют природные полимеры (натуральный каучук, белки, крахмал, целлюлоза и др.).

Синтетические полимеры получают 4-мя способами.

1. Полимеризация — процесс получения высокомолекулярных соединений, при котором макромолекула образуется путем последовательного присоединения молекул одного или нескольких низкомолекулярных веществ (мономеров) к активному растущему центру:
Общая схема полимеризации:

Химия

где R — атомы водорода или другие заместители,
n — степень полимеризации.

2. Поликонденсация — процесс получения высокомолекулярных соединений за счет взаимодействия функциональных групп мономеров с выделением низкомолекулярных побочных веществ.

В гомополиконденсации участвуют однородные молекулы мономеров, содержащие две различные по характеру функциональные группы. В гетерополиконденсации участвуют разнородные мономеры с двумя одинаковыми функциональными группами.

Химия

где х и у — число групп (Химия).

3. При реакции полиприсоединения получение высокомолекулярных соединений происходит за счет перемещения подвижного атома (чаще атома водорода) из молекулы одного мономера в другую и соединения образовавшихся остатков (эпоксидные смолы, полиуретаны).

4. Методом химической модификации получают полимеры за счет взаимодействия функциональных групп исходных полимеров (производные целлюлозы).

Методом полимеризации можно синтезировать:

1. Полиэтилен:Химия

2. Полипропилен:

Химия

3. Полиизобутилен:

Химия

4. Полистирол:

Химия

5. Поливинилхлорид:

Химия

6. Полиакрилонитрил:

Химия

7. Поливинилацетат:

Химия

8. Полиметилметакрилат:

Химия

9. Политетрафторэтилен:

Химия

10. Сополимер акрилонитрила, бутадиена и стирола (АБС).

Химия


Методом поликонденсации можно синтезировать:

11. Фенолформальдегидный новолачный полимер:

Химия

12. Полиамид-6:

Химия

13. Полиамид-6,6

Химия

14. Полиэтилентерефталат (лавсан):

Химия

15. Кремнийорганический полимер (КО):

Химия
Химия

Методом полиприсоединения можно синтезировать:

16. Эпоксидный полимер (ЭД-смолу)

17. Полиуретан.

Эпоксидный полимер (начальные стадии реакции):

Химия

Полиуретан:

Химия

Методом химической модификации можно синтезировать:

18. Тринитрат целлюлозы.

Химия

19. Триацетат целлюлозы:

Химия

20. Карбоксиметилцеллюлозу:

Химия

щелочная целлюлоза карбоксиметилцеллюлоза

где Химия — натриевая соль хлоруксусной кислоты.