Logo GenDocs.ru

Поиск по сайту:  


Загрузка...

Лекции - Основные этапы развития химии - файл 1.doc


Лекции - Основные этапы развития химии
скачать (368.5 kb.)

Доступные файлы (1):

1.doc369kb.29.11.2011 06:43скачать

содержание
Загрузка...

1.doc

1   2   3
Реклама MarketGid:
Загрузка...
Водородная связь.

Данный тип связи хар-н для соединений в которых Н связывается с каким либо электроотрицательным атомом: Нδ+ – F δ- … H δ+ – F δ-

За счет таких сил притяжения образовывается водородная связь.

Могут быть межмолекулярные и внутренемолекулярные. В основном связи обуславливают структуру связи, а в некоторых случаях и химические взаимодействия. Например: KHF2.


  1. ^ Квантовомеханические теории связи. Метод МО и ВС.

С точки зрения квантовой механики образование химических связей можно рассматривать как взаимодействие между электроном, поведение каждого из которых описывается пси-функцией, а образование химических связей будет пропорциональна взаимодействию ψ(a) и ψ(b).

Математическое выражение:∫ ψ(a)ψ(b)dV – интеграл перекрывания.

s -–орбитали пересекаются в плоскости в которой лежат ядра атомов. Такая связь называется сигма-связь (σ-связь). Но возможны и другие виды направления.

р – орбитали могут пересекаться в плоскости, перпендикулярной плоскости ядер. Это π-связь.

У d – орбиталей - дельта-связь.

Для расчета используют 2 метода:

  1. Метод валентных связей;

  2. Метод молекулярных орбиталей.

Общий смысл метода молекулярных орбиталей в том, что электроны в молекуле не принадлежат отдельным атомам. Они образуют общие молекулярные орбитали, число которых равно числу исходных атомов.

2 ψ-функции разных атомов.

1. Усиливает (связывает) ψсв.=С1 ψа + С2 ψb

2. Разрыхляющая (*) ψр.=С1 ψа – С2 ψb
Энергия связывающих орбиталей ниже, чем энергия исходных атомов, а энергия разрыхл. – выше.

Устойчивость молекул зависит от того, как велика разность между числом электронов на связывающей и разрыхляющей орбиталях. Вводиться спец. величина: порядок связи – n = (nсв. – nр.)/2.

Если порядок связывающей больше 0, то молекула существует.

С точки зрения методов молекулярной орбитали, можно объяснить не только устойчивость молекул, но и многие его свойства.

Молекула О2:



  1. ^ Типы кристаллических решеток.

Кристаллография – наука о кристаллах.

Кристаллическая решетка – пространственный каркас, образованный пересекающимися прямыми линиями. В точках пересечения линий – узлы решетки – находятся центры частиц.

Особенностями кристаллов является высокая степень упорядоченности частиц (наличие ближнего и дальнего порядка), определенная симметрия образуемых частицами элементарных ячеек и, как следствие, анизотропия свойств. В зависимости от природы частиц, находящихся в узлах кристаллической решетки, и от того, какие силы взаимодействия между ними преобладают в данном кристалле, различают молекулярные, атомные, ионные и металлические решетки.

В узлах молекулярных решеток находятся молекулы. Они связаны друг с другом межмолекулярными силами. В узлах атомных решеток находятся атомы; они связаны друг с другом ковалентной связью. В узлах ионных решеток располагаются, чередуясь положительно и отрицательно заряженные ионы. Они связаны друг с другом силами электростатического напряжения. Наконец, в узлах металлических решеток находятся атомы металла, удерживаемые вместе металлической связью.


  1. ^ Диаграммы состояний.

Диаграмма состояния – характеризует зависимость состояния системы от изменения параметров окружающей среды.



  1. ^ Химическая термодинамика.

Термодинамика, как наука возникла в связи с необходимостью научного описания процессов превращения тепловой энергии в механическую работу. Это, в стою очередь, было вызвано широким внедрением в промышленность паровых двигателей. Позднее задачами термодинамики стало описание энергетических процессов, их способов трансформации энергии из одного вида в другой. Исходя из этого можно считать, что химическая термодинамика – наука об энергетических эффектах химических процессов. Базовым понятием термодинамики является понятие системы, т.е. некоторые совокупности элементов выделены из окружающей среды. Системы подразделяются на открытые (обмениваются и энергией и веществом), закрытые (только энергией) и изолированные (невозможен).

Система характеризуется некоторым набором свойств – параметры состояния. В химии часто используются P, V, T. Связь между параметрами называется уравнением состояния: PV = (m/M)*RT.

Все системы можно ох-ть с помощью внутренней энергии (U) – энергия частиц, составляющих донное тело.

Определить значение внутренней энергии очень сложно. Обычно используют изменение внутрен. э. (ΔU). Во внутреннюю энергию не входит потенциальная и кинетическая. Вн.э. зависит от начального и конченого состояния системы и на зависит от того, каким путем осуществлялось данное изменение. Называется функция состояния – зависит от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути изменения системы.

  1. ^ Первый закон термодинамики.

Для изолированной системы внутренняя энергия остается постоянной величиной.

Например: два сосуда заполнены молекулами газов. Но в 1 сосуде в верхней части неподвижно закреплен поршень, а во 2 поршень может смещаться. Если мы нагреем оба сосуда, во в первом случае V останется постоянным, а во 2 он измениться за счет смещения поршня на величину ΔV=V2-V1. В 1 случае Q =ΔU, а во 2: Q = ΔU+pΔV = (ΔH – энтальпия – энергетический эффект в изобарно-изотермических условиях).

  1. Второй закон термодинамики.

Тепло не может переходить от менее нагретого к более нагретому телу.

  1. ^ Функции состояния, параметры состояния.

Термодинамика, как наука возникла в связи с необходимостью научного описания процессов превращения тепловой энергии в механическую работу. Это, в стою очередь, было вызвано широким внедрением в промышленность паровых двигателей. Позднее задачами термодинамики стало описание энергетических процессов, их способов трансформации энергии из одного вида в другой. Исходя из этого можно считать, что химическая термодинамика – наука об энергетических эффектах химических процессов. Базовым понятием термодинамики является понятие системы, т.е. некоторые совокупности элементов выделены из окружающей среды. Системы подразделяются на открытые (обмениваются и энергией и веществом), закрытые (только энергией) и изолированные (невозможен).

Система характеризуется некоторым набором свойств – параметры состояния. В химии часто используются P, V, T. Связь между параметрами называется уравнением состояния: PV = (m/M)*RT.

Все системы можно ох-ть с помощью внутренней энергии (U) – энергия частиц, составляющих донное тело.

Определить значение внутренней энергии очень сложно. Обычно используют изменение внутрен. э. (ΔU). Во внутреннюю энергию не входит потенциальная и кинетическая. Вн.э. зависит от начального и конченого состояния системы и на зависит от того, каким путем осуществлялось данное изменение. Называется функция состояния – зависит от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути изменения системы.

  1. ^ Закон Гесса.

Тепловой эффект хим. реакций не зависит от числа стадий через которые данная реакция проходит, а зависит от начальных и конечных веществ и их состояния.

С(т)+О2(г)=СО2(г)+Q; или С(т)+1/2О2(г)=СО(г)+Q1

СО2(г)+1/2О2(г)=СО2(г)+Q2; Q=Q1+Q2.

Правила записи термохимических уравнений:

  1. Обяз. указывать агрегатное состояние вещ-в;

  2. Допускаются дробные коэффициенты;

  3. Указывать тепловой эффект;

  4. Принято ставить «=».

Для отстчета тепловых эффект. используют 2 шкалы:

Эффект

Термод (энтальпия)

Термохим (тепловой эффект)

Экзо (выдел тепла)

-

+

Эндо (поглощ)

+

-

  1. ^ Энтальпия и энтропия.

Для изолированной системы внутренняя энергия остается постоянной величиной.

Например: два сосуда заполнены молекулами газов. Но в 1 сосуде в верхней части неподвижно закреплен поршень, а во 2 поршень может смещаться. Если мы нагреем оба сосуда, во в первом случае V останется постоянным, а во 2 он измениться за счет смещения поршня на величину ΔV=V2-V1. В 1 случае Q =ΔU, а во 2: Q = ΔU+pΔV = (ΔH – энтальпия – энергетический эффект в изобарно-изотермических условиях).

Энтропия. С точки зрения I закона т-ки самопроизвольно могут вытекать процессы, в ходе которых происходит выделение энергии, однако оказалось, что этот принцип соблюдается не всегда, т.е. сущ-ет некий другой фактор, кроме энтальпильного, который может влиять на самопроизвольность протекания тех или иных процессов.

Этот фактор связан с упорядоченным расположением систем.

Самопроизвольно протекают процессы, которые сопровождаются ростом неупорядоченности систем.

Энтропия – функция, которая хар-ет меру упорядоченности системы (ΔS).

Согласно II закону т-ки, самопроизвольно могут протекать те процессы, которые сопровождаются возрастанием энтропии.

Расчет осуществляется при помощи следствий из закона Гесса.

энтропия

энтальпия

Самопроизв. процесса

+

-

-

+

-

+

-

+

Возмож.

Невозмож.

?

?



  1. ^ Потенциал Гельмгольца и потенциал Гиббса.

Пот. Гельмгольца: ΔZ=ΔU-TΔS.

Американский физик Гиббс предложил ввести спец. функцию, которая бы учитывала, как влияние энтрапильного так и влияние энтальпильного факторов на возможность самопроизвольного фактора того или иного процесса.

Потенциал Гиббса: ΔG=ΔH-TΔS.

Если ΔG>0 – процесс не возможен, если ΔG<0 – возможен, если ΔG=0 – система находится в равновесии.

Потенциал Гиббса позволяет объяснить, почему многие процессы, которые при стандартных условиях не протекают, становятся возможными при возрастании температуры системы. В этом случае при низких температурах основную роль в определении возможности протекания процесса играет энтальпильный фактор.

А при высоких темп. – основной вклад вносит энтрапильный фактор.

Таким образом, используя расчеты с применением термодинамической функции можно прогнозировать самопроизвольность протекания того или иного процесса.


  1. ^ Скорость химической реакции.

Учение о скорости химической реакции и факторов, которые влияют на скорость реакции назыв. Химической кинетикой.

Основн. понятие – скорость химической реакции: Пусть А→В; СА и СВ (концентрации вещ-в, моль/л).

Δτ=τ21; ΔС = С21; ν = ΔС/Δτ = dc/dτ,

иногда ν = - ΔС/Δτ


  1. ^ Основные законы химической кинетики.

Закон действительных масс (Гольдберг и Ваге): ν =k[A]a*[B]b,

k – const скорости хим. реакции. [A] – концентрация вещ-ва А в моль/л.

Еще называется кинетическое уравнение реакции.

Закон: Скорость хим. реакции зависит от концентрации и природы реагирующих вещ-в. ^ Концентрация твердых вещ-в в кинетическое уравнение не входят.

По правилу Ван Гоффа с повышением темп. на каждые 10 градусов, скорость увеличивается в 2-4 раза: νt2= νt1Δt/10, γ – температурный коэффициент хим. реакции (коэф. Ван Гоффа).

Для газообразных вещ-в скорость пропорциональна давлению. В некоторых случаях в кинетическое уравнение вместо концентрации можно подставить давление соответствующего газа.

Для тв-х вещ-в скорость пропорциональна их площади поверхностей. Поэтому в целях интенсификации хим. процесса вещ-ва во многих случаях измельчают.

Механизм хим. реакции: последовательная, параллельная, сопряженные (одна реакция стимулирует ход второй).


  1. ^ Порядок и молекулярность реакции.

В хим. кинетики выделяют понятие молекулярность и порядка реакции.

Молекулярность – число частиц, которые принимают участие в элементарном акте реакции.

Порядок реакции – сумма стехиометрических коэффициентов.

Молекулярность и порядок реакции совпадает только в простейших случаях.
Данная реакция протекает в 2 этапа:

I.

II.
Наиболее медлен. – I стадия.

Лимитирующей стадией реакции явл-ся I, значит она определяет порядок реакции.

  1. ^ Энергия активации.

Считалось, что при повышении температуры увеличивается кол-во столкновений между частицами реагирующих веществ, что и приводит к хим. взаимодействию.

Но при обычной темп. число столкновений и так очень велико.

Выяснили, что существует энергетический барьер, который необходимо преодолеть для того, чтобы молекулы вещ-ва вступили в реакцию. Назыв. – энергия активации. Вычисляется по уравнению Аррениуса: lnk = a/T + b, но в настоящее время: k = AeE/RT, ΔE – энергия активации, А – const.

Для того, чтобы вещ-ва вступили в реакцию, им нужно сообщить некоторую энергию.

В результате образуется активированный комплекс, и он распадается с образованием продуктов реакции.

ΔE1 – энергия активации; ΔE2 – энергия эффекта хим. реакции (по з. Гесса).

ышении температуры увеличивается кол-во столкновений между частицами реагирующих веществ, что и приводит к

  1. ^ Каталитические процессы.

Катализатор – в-во, которое увеличивает скорость хим. реакции, а сам в конце и начале реакции остается в неизменном состоянии. Катал-ры делят на 2 руппы:

  1. гомогенные – реагирующие вещ-ва и катализатор находятся в одной фазе;

  2. гетерогенные – находятся в разных фазах.

Фаза – гомогенная часть гетерогенной системы, отделенная от других частей поверхностями раздела.

В современной химической промышленности примерно 70% процесса явл-ся каталитическими. В основном используют гетерогенный катализ. Как правило в промышленности используют понятие о контактных массах. Масса состоит из каталитического в-ва и различных добавок. Есть структурные добавки – принимают участие в одной из стадий каталитического процесса (СаО, К2О) и текстурные добавки – в каталитическом взаимодействии не участвуют, но улучшают структуру катализатора и его устойчивость к воздействию негативных факторов. В пром-ти катализатор получают: метод осаждения – фосфатный катализатор; метод нанесения на подложку – пропиточные катализаторы; плавленые катализаторы – сплавленные при высокой темп.

При эксплуатации необходимо учитывать, что есть ингибиторы – в-ва ухудшающие св-ва катализатора. Используют термин «отравление катализатора», «катализаторский яд». Один из опасных – сероводород. Поэтому в-ва перед их транспортировкой в реактор со слоем катализатора подвергают предварительной очистке или существует система: в начале в-во пропускают через слой менее эффективного, но дешевого катализатора, с которым связывается каталитический яд, а затем в-ва поступают в основной реактор.

  1. ^ Колебательные химические реакции.

Это тип реакций описанный в 1959г. Белоусовым, характеризуется тем, что для концентрации веществ, участвующих в них в начальный период реакции существует период колебания концентраций. Эти колебания могут иметь период около 1 минуты и через 1 – 2 часа реакция самопроизвольно затухает. Примерами таких реакций является реакция окисления бром - малоновой кислоты в присутствии церия.


  1. ^ Химическое равновесие.

Один из способов классификации хим. реакций на обратимые и необратимые. В случае когда из А и В образуются в-ва С и D, говорят о необратимых, но если полученные в-ва могут реагировать с образованиями исходных в-в А и В, процесс обратимый.

Для обратимых хим. реакций всегда можно найти такие условия, при которых скорость прямой и обратной р-ций одинакова. Такое состояние – хим. равновесие. Есть 2 вида хим. равновесия. Истинное: (СО+Н2О=СО22) и недостабильное состояние или замороженное (Fe2O3+Al→Al2O3+Fe).

Математически хим. равновесие принято описывать при помощи константы хим. равновесия К=[D]d*[C]c/[A]a*[B]b. Концентрации твердых в-в не входят в формулу.

Для того, чтобы сместить равновесие используют принцип Ле Шателье. Если на систему, которая находиться в состоянии хим. равновесия, оказать внешнее воздействие, то равновесие в системе смещается таким образом, чтобы противодействие этому воздействию.

Классический пример хим. равновесия: N2+3H2→2NH3; K=[ NH3]2/[ N2]*[ H2]3.

Известно, что прямая реакция явл-ся экзотермической, поэтому, чтобы повысить содержание NH3 в равновесной смеси, реакцию ведут при сравнительно низкой темп.=400-500 градусов по Цельсию и высоким Р, используют катализатор. Он не изменяет состояние равновесия в системе, а способствует быстрому достижению состояния равновесия.


  1. ^ Классификация дисперсных систем.

Пленочно-, волокнисто-, корпускулярно-дисперсные (раздробленные системы). Невидимые в оптический микроскоп частицы называют коллоидами, а раздробленное (диспергированное) состояние вещ-ва с размером частиц от 400-300 нм до 1 нм – коллоидным состоянием в-ва.

Дисперсные системы явл-ся гетерогенными. Они состоят из сплошной непрерывной фазы – дисперсионной среды.

Микрогетерогенная фаза – дисперсная система находитящаяся в виде отдельных небольших частиц.

Ультрамикрогетерогенные системы – коллоиднодисперсные системы (подчеркивают, что в этих системах граница раздела фаз не может быть обнаружена в световом микроскопе.

Истинные растворы – вещ-во находится в окр. среде в виде молекул или ионов.

^ Обязательным условием получения дисперсных систем является взаимная нерастворимость диспергируемого вещества и дисперсионной среды.


  1. Основы теории растворов.

Раствор – гомогенная система, состоящая из двух или нескольких частей, соотношение между которыми можно менять в широких пределах без нарушения однородности системы. Р-ры не подчиняются закону постоянства состава, но с другой стороны при их образовании наблюдаются значительные энергетические эффекты, что приближает р-ры к хим. соединениям. Р-ры могут быть газообразными, жидкими, тв..

Различают истинные растворы, диаметр частиц в котором = 10-7 см.

Коллоидные растворы: от 10-7 до 10-3 см.

Микрогетерогенные: 10-3 и больше.

Р-р состоит из растворителя и растворенного вещ-ва. Растворителем считается то вещ-во, которое находится в том же агрегатном состоянии, что и р-р. Если же агрегатное состояние всех в-в одинаковое, то за растворитель принимают в-во, масса которого больше.

Титрование р-ра – это кол-во граммов растворенного вещ-ва в одном кубическом см р-ра.

При растворении в-ва практически во всех случаях происходит взаимодействие с растворителем. Это взаимодействие может сопровождаться целым рядом эффектов. Они связаны с образованием связей между молекулами растворителя и растворенным вещ-вом. С точки зрения термодинамики:

ΔНр = ΔН фазов. переход + ΔН сольватации

При растворении тв. в-ва ΔНф.п. >0, а ΔНс. – любое значение.

ΔSp = ΔSф.п. + ΔSс.

ΔSф.п имеет положительный знак, ΔSс. – отрицательный.

При растворении жидкостей, молекулы которых неполярны в неполярных растворителях, и ΔН и ΔS близки к 0. А растворы, для которых они равны 0 назыв. идеальными.

Растворимость – способность вещ-ва растворятся в том или ином растворителе. Ее выражают в г на 100 г р-ра.


  1. ^ Закон Генри.

Масса газа, растворяющегося при постоянной темп. в данном объеме жидкости, прямо пропорциональна порциональному давлению газа.

Следствие: объем газа, растворяющегося при постоянной темп. в данном объеме жидкости, не зависит от его парционального давления: x = k*p, где x – концентрация растворенного вещества, Р – давление, k – коэффициент пропорциональности.


  1. Способы выражения концентрации растворов.

Важнейшей характеристикой раствора является его концентрация:

  1. Массовая доля – ω = mв/mр-ра * 100%;

  2. Молярная концентрация – См = ν/V;

  3. Нормальная конц. – См = ν/V’; где V’ – число моль эквивалента.

  4. Моляльная конц. – b(x) = ν/mр-ля ;

  5. Мольная доля – х = υА/Σ υi ; υА – кол-во данного вещ-ва, υi – суммарное кол-во всех вещ-в;

  6. Объемная конц. – СV = m/V.




  1. Колигативные свойства растворов.

Рассмотрим на примере: давление насыщенного пара под раствором.

Пусть у нас есть некоторый сосуд, наполненный раствором. Над жидкостью всегда есть слой его паров. Поместим в верхней части сосуда изогнутую трубку, в которой находиться жидкость. Разность уровней жидкости обусловлено давлением паров в сосуде. Если мы введем в сосуд какое-то кол-во в-ва, то давление паров должно измениться.

Давление пара над раствором меньше давления под чистым растворителем. Это есть закон Рауля: давление пара над р-ром пропорционально мольной доли растворенного вещества: Р1 = Р0*х.

Вывод из закона: t кип р-ров > t кип р-лей; t зам р-ров < t зам р-лей.

T кип р-ра = T кип р-ля + Δt кип; Δt кип = Е*b(x) = E*(m/M*mр-ля), где b(x) – моляльная концентрация, Е – эбулискапическая const, постоянная для данного растворителя.

T зам р-ра = T зам р-ля - Δt зам; Δt зам = К*b(x), где К – криоскопическая const.

  1. ^ Растворы электролитов, электролитическая диссоциация.

В 1887г. Ван Гофф определил осмотическое давление для целого ряда кислот и оснований и установил, что полученные результаты резко отличаются от так, которые были рассчитаны по теоретической формуле, причем отличия были существенны и их нельзя было объяснить ошибкой эксперимента.

Для того, чтобы рассчитанные и измеренные экспериментально величины совпадали было предложено ввести изотонический коэффициент i: π = icRT.

Он определялся экспериментально и не зависел от методов, которыми его находили.

Ван Гофф не смог объяснить смысл i.

Объяснил швед Аррениус. Он предположил, что вещ-ва в растворе могут самопроизвольно распадаться на несколько видов частиц самопроизвольно. Доказательство: менялись не только Колигативные св-ва, но и электропроводность р-ра. Ее выражали как const A* α, причем λ=kα, α – росла с разбавлением раствора и при некотором бесконечном разбавлении α становилась = 1. Следовательно λ=k, k=λ, т.е. α = λ/ λ.

Величина изотонического коэффициента может быть связана с α:

α = (i-1)/(m-1), где m – число частиц в данной молекуле вещ-ва, α – степень диссоциации.

А теория Аррениуса была названа теорией электролитической диссоциации.

Согласно этой теории, все вещ-ва делятся на 2 группы:

  1. Электролиты – вещ-ва, молекулы которых в р-ре или расплаве самопроизвольно распадаются на заряженные частицы, называемые ионами (+ - катионы; – - анионы).

  2. Неэлектролиты – распаду на ионы не подлежат.

В зависимости от α делятся:

1. Сильные α>30% HNO3, KOH, NaOH, практически все соли; 2. Средней силы 3%< α<30% СH3COOH; 3. Слабые α<3% HF.

Эти значения α относятся к растворам с конц. 0,1 моль/л.


  1. Степень и константа диссоциации.

Электролиты – вещ-ва, молекулы которых в р-ре или расплаве самопроизвольно распадаются на заряженные частицы, называемые ионами (+ - катионы; – - анионы).

Степень диссоциации хар-ет силу электролита, однако эта величина не всегда удобна для практического использования. Поскольку она меняется с изменением конц. раствора. Более удобной величиной явл-ся константа диссоциации.

Смысл: HF=H++F-, K=[ F-][ H+]/[ HF]

Введем уравнение связи:

закон разбавления Освальда: КА=К+-, K’диссоц=[А-][К+]/[КА].

Пусть у нас степень диссоц. Электролита = α, а его конц. исходная составляет С моль/л: α = nрасп/nобщ*100%, где n – кол-во частиц, Сα – число распавшихся молекул, С-Сα = С(1-α) – нерасп. молекулы. След-но: K’диссоц=Сα2/1-α.

Для очень слабых электролитов α намного меньше 1 и поэтому K’диссоц=Сα2.

  1. ^ Понятие об активности.

Первоначально понятие о активности было предложено Ван-Гоффом для того, чтобы объяснить отклонения свойств растворов в расчетных значениях (tкип. и плавл.). Однако, в последствии, после того, как создали теорию электролитической диссоциации, коэффициенты активности и понятие активности стали использовать для объяснения поведения ионов в растворе. Например: KCl является сильным электролитом и должен диссоциировать полностью, но при высоких концентрациях KCl измерения показывали, что концентрация ионов отличается от расчетной. Чтобы учесть эти отличия, вместо концентрации ионов, вводят величину – активность а = сγ, где с – концентрация, γ – коэффициент активности, зависит от ионной силы раствора. Ионная сила вычисляют по формуле Ecz2/2, где с – концентрация такого-то иона, z – его заряд.


  1. ^ Ионное произведение воды.

Н2О явл-ся слабым электролитом и диссоциируется в незначительной степени: Н2О=Н++ОН-; K=[ОН-][H+]/[H2О], где [H2О] – константа.

К*conct = [ОН-][H+]; Кw = [ОН-][ H+], где Кw – ионное произведение воды.

[ОН-]=[H+]=10-7, следов.: Кw =10-14.


  1. Гидролиз.

Гидролиз – обменное взаимодействие солей с водой. Гидролизу подвегаются соли слабого основания и сильной кислоты, сильного основания и слабой кислоты, слабого основания и слабой кислоты.

СН3COONa+H2O=CH3COOH+NaOH

СН3COO-+Na++HOH=CH3COOH+Na++OH-

СН3COO-+HOH=CH3COOH+OH- - среда щелочная, рН >7.

Гидролиз хар-ся степенью гидролиза (h – число молекул, подвергнутых гидролизу, к общему числу молекул).

Гидролиз хар-ся const гидролиза, которая является const равновесия для реакции гидролиза. Гидролиз может протекать ступенчато.

Например: Na2S + HOH = NaOH + NaHS, 2Na++S2-+HOH=2Na++OH-+HS-,

S2-+HOH=OH-+HS-,

NaHS+HOH=NaOH+H2S, Na++HS-+HOH=Na++OH-+H2S,

HS-+HOH=OH-+H2S.

В большинстве случаев преимущественно идет гидролиз по I ступени.

Существует полный гидролиз для тех солей в результате взаимодействия которых, с водой все продукты выводятся из сферы реакции. Например: Al2S3 на H2S и Al(OH)3↓.



  1. рН, ПР.

Кислотность или щелочность разбавленных водных растворов можно выразить через рН = -ln[H+] водородный показатель. рН<7 – кислотная среда, рН>7 – основание, щелочная среда, рН=7 – нейтральная среда.

Для измерения рН пользуются специальными приборами или кислотно-щелочными индикаторами.

Рассмотрим систему, которая состоит из кристаллов малорастворимого электролита и р-ра КА(т) = К+(р) + А-(р), К = [К+][ А-]/[ КА], но по закону действующих масс [КА] не должно входить в формулу, т.к. это кристаллическое в-во.

В насыщенном растворе электролита произведение концентраций его ионов явл-ся const. Эту const называют произведение растворимости (ПР). При помощи величины ПР можно выяснить, будет ли выпадать в осадок малорастворимые в-ва при той или иной кнцентр. его ионов. Например: ПР (CaSO4) = 6.3*10-5; [Ca2+]=[SO42-]=10-3; т.к. [Ca2+]*[SO42-]=10-6; 10-6<6.310-5 след.: осадка нет.


  1. Степень окисления, важнейшие окислители и восстановители.

О-В процессы – процессы, при которых изменяется степень окисления у участвующих в них в-в. Под степенью окисления понимается формальный электрический заряд (q), который элемент приобретает в соединении, если считать, что электроны полностью перешли к более электроотрицательным частицам.

На практике степень окисления элемента определяют:

  1. соединение в целом электронейтрально,

  2. в случае простых в-в степени окисления атомов равны нулю,

  3. щелочные Ме в своих соединениях +1, щелочно-земельные +2, Н имеет степень окисления +1, за исключением соединений с Ме. О=-2, за исключением пероксидов -1 и соединений с F +2.

Окислитель содержит в своем составе элемент, понижающий свою степень окисления, а восстановитель содержит элемент, степень окисления которого повышается в ходе реакции. Следовательно, окислителями могут быть прежде всего соединения высших, а восстановителями – низших степеней окисления, присущих данному элементу.

Металлы обычно имеют положительную степень окисления, а низшей (нулевой) степенью обладают только в свободном состоянии. Окислителями могут быть те соединения металлов, в которых степень окисления металла велика – равна номеру группы в которой находиться металл или близка к нему (диоксид свинца PbO2, диоксид марганца MnO2.

Неметаллы проявляют как положительную, так и отрицательную степени окисления. Высшая степень – окислитель, отрицательная степень – восстановитель.

Восстановители: водород, углерод (в виде угля или кокса) и монооксид углерода СО.

Сильные окислители: неметаллы верхней части VI и VII групп, кислоты (соляная, серная, азотная), пероксид водорода, соли кислот.


  1. 1   2   3



    Скачать файл (368.5 kb.)

    Поиск по сайту:  

© gendocs.ru
При копировании укажите ссылку.
обратиться к администрации
Рейтинг@Mail.ru