Реферат: Шпоры по химии
--PAGE_BREAK--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⁺→BeІ⁺+2H2O, иливкомпл.в:
Be(OH)2+2HCl+2H2O→[Be(H2O)4]Cl2
Be(OH)2+2H⁺+2H2O→[Be(H2O)4]І⁺
Be(OH)2+2NaOH→Na2BeO2+2H2O
Be(OH)2+2ОНˉ→BeO2Іˉ+2H2O
Be(OH)2+2NaOH→Na2[Be(OH)4]
Be(OH)2+2ОНˉ→[Be(OH)4]Іˉ
Взаимодействие Ме с окислит (кисл., щел., вода).
Взаимодействие Ме с водой.
Взаимодействие Ме с раств. щелочью.
Взаимодействие Ме с кислотами.
Вост. воды 2H2O+2ē→H2+2OHˉ
Mg+H2O→
φ(Mg(OH)2/Mg)=-2.36
φ(H2O/H2)=-0.413 φокисл.>φвост – реакция идёт
1|Mg˚+2H2O— 2ē→Mg(OH)2+2H⁺
1|2
H2O
+2ē
→
H2+2
OH
ˉ _
Mg+4H2O→Mg(OH)2+H2+2H⁺+2OHˉ
Mg+2H2O→Mg(OH)2+H2
Нек. активн. Ме находятся в пассивир. сост., т.к. их поверхность покрыта прочным продуктом окислен.
Пассивациейназ. явлен. глубок. торможен. реакции окислен. над действием продукта этого окисления.
В ратворах щелочей окислителем явл. вода.
Al+NaOH+H2O→
φ(AlO2ˉ/Al)=-2.36
φ(Al2O/H2)=-0.827 φокисл.>φвост – ре-акция идёт
2|Al˚+4OHˉ — 3ē→AlO2ˉ+2H2O
3|2
H2O
+2ē
→
H2+2
OH
ˉ _
2Al+8OHˉ+6H2O→2AlO2ˉ+4H2O+3H2+6OHˉ
2Al+2NaOH+2H2O→2NaAlO2+3H2
кислоты по отношению к Ме дел. на 2-е группы(какой ион явл. окислит.)
H⁺
Кислотный остаток – окислит.
HCl ,H2SO4 р.
H2SO4к., HNO3р. , HNO3к.
1. Ме+H2SO4 р.→МеSO4+Н2
φ(H/2H⁺)=0 φ(Ме)<0
1.Ме+H2SO4 к.→МеSO4+ H2O+прод.вост
.
кисл
.
ост
.
Li-Zn (H2S) Cr-H(S˚) после
Н
(SO2)
φ(SO4Іˉ/S)>1
SO4Іˉ→H2S
SO4Іˉ→S
SO4Іˉ→SO2
2. Ме+HNO3р→МеNO3+H2O+пр
.
вост
.
кисл
.
ост
.
Li-Zn (NH4⁺,NH4NO3) Cr-H(N2O) после
Н
(NO)
φ(NO3ˉ)>1
3. Ме+HNO3к→ МеNO3 + H2O + пр
.
в
кисл
.
ост
.
Li-Zn (NO) Zn-(NO2)
Пример. Au+3V HCl+HNO3→AuCl3+NO2+H2O
<img width=«3» height=«197» src=«ref-1_791516855-212.coolpic» v:shapes="_x0000_s1026"> Основные классы органических соединений
<img width=«2» height=«165» src=«ref-1_791517067-163.coolpic» v:shapes="_x0000_s1027">КЛАССЫ
ОКСИДЫ
ГИДРООКСИДЫ
СОЛИ
Производн. от
элемент + О
оксиды + Н О
Классифик. класса
С мет. + О основной
С немет. +О кислотный
С двойств. св. амфотерный
Основн. + Н О основание
Кисл.окс.+ Н О
амфотерный
Амфотерн+Н О
амфотерный
Ср. соль
кислая
основная
примеры
Li2O
Cu2O
CuO
MnO
SO2
SO3
P2O5
*нек.Me
Mn2O7
CrO3
ZnO
PbO
Al2O3
Cr2O3
LiOH
CuOH
Cu(OH)2
Mn(OH)2
H2SO3
H2SO4
H2PO4
*нек. Ме
HMnO4
H2CrO4
Zn(OH)2
Pb(OH)2
Al(OH)3
Cr(OH)3
Na2CO3
CuCl2
NaHCO3
гидроксокарбонат натрия
CuOHCl
гидроксохлорат меди
не электролиты
электролиты
Слабые электролиты КА⇆К⁺+АЇ α, К дисс.
кислоты
основания
соли
HF, H2S, HNO2 , H2SO3, H2CO3, H2SiO3, HCN, HSCN, CH3COOH, H3PO4
HClO
все нерастворимые
в воде и NH4OH–сл
(NH4– H2O)
Fe(SCN)3 – родонит железа,
СdCl2 ,HgJ2
H2CO3⇆H⁺+HCO3Ї
HCO3Ї⇆H⁺+CO3Ї
Cu(OH)2⇆OHЇ+CuOH⁺
CuOH⁺⇆OHЇ+CuІ⁺
Сильные электролиты КА→К⁺+АЇ α, К дисс.
кислоты
основания
соли
HCl, HBr, HJ, HNO3, H2SO4, HMnO4, HClO4, H2CrO4
все растворимые
в воде кроме NH4OH
почти все. кислые – раств.
основн.-нераст.
Na2CO3→2Na⁺+CO3ІЇ
Таблица для решения ОВР.
среда
Кислая H⁺,H2О
Щел. OHˉ, H2О
Нейтральная H2О
Связ.изб. OˉІ
NO2ˉ→NO3
OˉІ+2H⁺→H2О
OˉІ+ H2О →2OHˉ
OˉІ+ H2О →2OHˉ
Внесен. недост.OˉІ
NO2ˉ→NO3ˉ
H2О→OˉІ+2H⁺
2OHˉ→OˉІ+ H2О
H2О→OˉІ+2H⁺
Таблица дана в расчёте на 1 атом кислорода.
Величины потенциалов в различных средах
Срда кислая рН<7
Нейтральная рН=7
Щелочная рН>7
φ(FeІ⁺/Fe)=-0.44 B
φ(Alі⁺/Al)=-1.66
φ(MgІ⁺/Mg)=-2.36
φ(2H⁺/ H2)=0
φ(O2/ H2O)=+1.22
φ(Fe(OH)2/Fe)=-0.46
φ(Al(OH)3/Al)=-1.88
φ(Mg(OH)2/Mg)=-2.36
φ(H2O/H2)=-0.413
φ(O2/4OHˉ)=+0.814
φ(Fe(OH)2/Fe)=-0.874
φ(AlO2ˉ/Al)=-2.36
φ(Mg(OH)2/Mg)=-2.69
φ(Al2O/H2)=-0.827
φ(O2/4OHˉ)=+0.401
Законы термохимии.
1.З-н Гесса: Тепловой эффект хим. реакции не зависит от стадии процесса, а завис. от нач. и конечн. сост. вещества. ∆Н х.р.=∆Н1+∆Н2
Следствия: 1. n*A+m*B=x*C+y*D , х, у – стереохимические коэффициенты, А, В – исходные вещества, С,D– продукты реакции
∆Н х.р.=∑∆Н обр.прод.р.--∑∆Н обр.ис.в. или ∆Н=(∆Н обр.С*х+∆Hобр.D*y) — (∆Н обр.A*n+∆Hобр.B*m)
2. ∆Н пр.р.=--∆Н обрат.р.
2.З-н Лавуазье-Лапласа: ∆Н обр.в.=--∆Н разл.в.
Следствия: 1. Чем <∆Н обр.в., тем оно более термич. устойчиво.
Энтропия.Изменение ∆Sх.р.=∑Sпрод.р.--∑Sисх.в. или ∆S=Sобр.С*x—(Sобр.A*n+Sобр.В*m)
Факторы, влияющие на энтропию: 1. Агрегатное состояние; 2. Атомная или молекулярная масса веществ; 3.При увеличении полярности процессов энтропия #.
Энтропийный и энтальпийные факторы. Энергия Гиббса.
Два фактора сводятся к единому энергии Гиббса: ∆G=∆H—T*∆S, ∆G=0-сост.равноес.,∆G<0-самопроизв.протекание прям.процесса,∆G>0-самопр.протек.обр.проц.
∆G– энергия Гиббса – критерий вероятности самопроизв. протекания процесса. ∆Gобраз.прост.в.=0 G[кДж.моль]
∆Gх.р.=∑∆Gобр.пр.р.--∑∆Gобр.исх.в. с учётом коэффициентов
Влияние температуры на ход реакции.
1. ∆H<0 ∆S<0 2. ∆H>0 ∆S<0
Скорости хим. реакций, хим. равновесие.
Системы протекания реакций:
1.Гомогенная (однор сист.) сост.из одного вида фаз (нет раздела фаз, т.е. в одном агрегатном сост.). Реакции, протекающие в этой сист. тоже гомогенные, протекающие во всём объёме этой системы. Vгом.р.=+∆с/∆Т=+∆n/(V*∆T), ∆n– кол.активных взаимодействий, ∆с – изменен.концентрации вещ-ва, ∆Т-отр.вр.
Vгом.р.=[моль/литр*сек]=[моль/мі*сек]
2.Гетерогенные (неоднор. сист.) сост. из двух и более фаз, сущ. поверхность раздела фаз. Гетероген. реакции протекают на поверхн. разд. фаз.
Vгет.р.=+∆с/S*∆T=[моль/литр*мІ*сек] , S– площадь раздела фаз.
Факторы, влияющие на скорость.
1.Концентрация — прямая завис.
Закон действующих масс (з.д.м.) V=k*[A]ⁿ*[B] ⁿⁿ, k– константа равновесия, зависит от природы вещ-ва и температуры.В формулу не включ. конц. вещ-ва в тв. сост.
2.Давление гомоген.(для газов)– прямая завис. При увел. давлен концентрация растёт прям пропорционально.
3.Температура– прям. з. При небольших изменениях температуры скорость реакции рассчитывается по правилу Вант-Гоффа: При увеличении темрературы на каждые 10° скорость реакции увеличивается от 2 до 4 раз. Vт2=Vт1 *γ↑((Т2-Т1)/10)
4.Площадь для гетероген (прямая) 5. Природа веществ. 6.Катализаторы(ускор.р.) или ингибиторы(замедл.р.)
Уравнение Аррениуса(справедливо для больших интервалов ∆ t)
Еа – энергия активизации – избыток энергии по сравнению со средним уравнем энергии вещества необход. для накапливания хим. реакции. Высок. tуменш. Еа
K=K0*e↑(-(Ea/R*T)), К – константа скорости(физич. смысл. – скорость реакции при опред. концентрации(1 моль/1 литр)), К0 – пост. множитель
↑ Т => ↓ Ea=> ↑ K=> ↑V
продолжение
--PAGE_BREAK--Влияние катализатора на скорость, Катализ процесс:
Гомогенный – ускорение во всём объёме Гетерогенный – на гране раздела фаз
Катализатор снижает Еа
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, Kх.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⁺+АЇ Сил. эл: КА→ К⁺+АЇ (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 AgNO3+HCl→AgCl+HNO3
Ag⁺+ClЇ→AgCl↓ — белого цвета
2. Образование сл. элекр. HCl+NaOH→NaCl+H2O
H⁺+OHЇ→H2O– слабый электролит
3. Образование газа K2CO3+2HCl→2KCl+CO2↑+H2O
CO3Ї+2H⁺→CO2↑+H2O
КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕИЯ
К.с. – сложн. соед. сост. из более простых, способных к самостоятельному сущ.
Пример. HgJ2*2KJ
Свёрнутый вид: К2[HgJ4] 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.: JЇ, FЇ, ClЇ, NO2Ї, OHЇ или H2O, NH3
продолжение
--PAGE_BREAK--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⁺→BeІ⁺+2H2O, иливкомпл.в:
Be(OH)2+2HCl+2H2O→[Be(H2O)4]Cl2
Be(OH)2+2H⁺+2H2O→[Be(H2O)4]І⁺
Be(OH)2+2NaOH→Na2BeO2+2H2O
Be(OH)2+2ОНˉ→BeO2Іˉ+2H2O
Be(OH)2+2NaOH→Na2[Be(OH)4]
Be(OH)2+2ОНˉ→[Be(OH)4]Іˉ
Гидролиз солей
Г. – взаимодействие ионов соли с ионами воды, в рез. котор. равновес. воды смещается и среда становится кисл. или щелочной.
H2O→H⁺+OHЇ К диссоц.=[Н⁺]*[ОНˉ]/[H2O] → К диссоц.*[H2O] =[Н⁺]*[ОНˉ]=К H2O=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⁺+SІˉ pH>7
Ступень I. SІˉ+H⁺OHˉ⇆(HS)ˉ+OHˉ 2K⁺+SІˉ+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→MgІ⁺+2Clˉ pH<7
СтупеньI. MgІ⁺+H⁺OHˉ⇆(MgOH)⁺+H⁺
2Clˉ+ MgІ⁺+HOH⇆(MgOH)⁺+H⁺+2Clˉ
MgCl2+HOH⇆MgOHCl+HCl
СтупеньII. (MgOH)⁺+HOH⇆Mg(OH)2+H⁺
Clˉ+ MgOH⁺+HOH⇆Mg(OH)2+H⁺+Clˉ
MgOHCl+HOH⇆Mg(OH)2+HCl
MgS→MgІ⁺+SІˉ pH≈7
MgІ⁺+SІˉ+2H⁺OHˉ⇆Mg(OH)2+H2S
MgCl2+Na2S+2H2O→
Na2SO4→2Na⁺+SO4Іˉ 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 H2O/К дис.сл.электролитов h=√(К гид./С соли)
2. Молярн. концентрация(молярность) С м=h/V=mр.в./Mр.в.*V
3. Моляльная конц.(моляльность)– кол-во молей раств. вещ-ва в 1000 г. ратворит. См=n/V=mр-ва/∋*V , ∋ -эквивалент (или mэ)
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+H2O nNaOH=NHCl=nNaCl=nH2O cNaOH*VNaOH=cH(HCl)*VHCl
продолжение
--PAGE_BREAK--
еще рефераты
Еще работы по химии