Шпоры по химии

→ 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

Ступень I. MgІ⁺+H⁺OHˉ⇆(MgOH)⁺+H⁺

2Clˉ+ MgІ⁺+HOH⇆(MgOH)⁺+H⁺+2Clˉ

MgCl2+HOH⇆MgOHCl+HCl

Ступень II. (MgOH)⁺+HOH⇆Mg(OH)2+H⁺

Clˉ+ MgOH⁺+HOH⇆Mg(OH)2+H⁺+Clˉ

MgOHCl+HOH⇆Mg(OH)2+HCl

MgS→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=m р.в./M р.в.*V

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

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

Закон эквивалентов: все взаимод. и получ. вещ-ва наход. в экви. колич. NaOH+HCl=NaCl+H2O n NaOH=N HCl=n NaCl=n H2O c NaOH*V NaOH =c H(HCl)*V HCl

Окислительно-востановительные реакции.

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

Окислители. 1.Простые или сл. в которых элем. наход. в макс. степ. окислен. MgІ⁺, Mg⁺⁷O4 ,(CrO4)Іˉ

2. F2 , O2

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

Окислители и восстановители.1.Атомы и молекулы металов (кр. O2 и F2) Сl2 , Br2 , N2 , S˚ ,P˚

2.Прост. и сложн. частицы в котор. элемент находится в промежут. cтеп. окислен. (SO3)Іˉ, Fe , (NO2)ˉ


Направления ОВР. Электродные потенциалы.

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

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

Используют относительные величины потенциалов.

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

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

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

Устройство медно-цинкового гальванического элемента.

φ(Zn˚/Zn)=-0.76 В

φ(Сu˚/CuІ⁺)=+0.34 B

ξ = φ окисл.-- φ вост=1.1 В

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

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

Zn˚+ CuІ⁺= ZnІ⁺+Сu˚

(-)(A) Zn˚| ZnSO4 ;1M||CuSO4 ;1M|Cu (K)(+)

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

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

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

φ(Меⁿ⁺/Ме)= φ˚( Меⁿ⁺/Ме)+(0.059/n)*lg[Меⁿ⁺] Пример. Ag|AgNO3 ;1M|| AgNO3 ;0.01M|Ag

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

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

Взаимодействие Ме с водой.

Взаимодействие Ме с раств. щелочью.

Взаимодействие Ме с кислотами.

Вост. воды 2H2O+2ē→H2+2OHˉ

Mg+H2O→

φ(Mg(OH)2/Mg)=-2.36

φ(H2O/H2)=-0.413 φ окисл.>φ вост – реакция идёт

1|Mg˚+2H2O - 2ē→Mg(OH)2+2H⁺

1|2H2O+2ē→H2+2OHˉ _

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.

Пассивацией наз. 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 φ окисл.>φ вост – ре-акция идёт

2|Al˚+4OHˉ - 3ē→ AlO2ˉ+2H2O

3|2H2O+2ē→H2+2OHˉ _

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.

H2SO4 к. , HNO3 р. , HNO3 к.


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+HNO3 р→МеNO3+H2O+пр. вост. кисл. ост.

Li-Zn (NH4⁺,NH4NO3) Cr-H(N2O) после Н(NO)

φ(NO3ˉ)>1

3. Ме+HNO3 к → МеNO3 + H2O + пр. в кисл.ост.

Li-Zn (NO) Zn-(NO2)

Пример. Au+3V HCl+HNO3→AuCl3+NO2+H2O

Нек. Ме пассивируют под действием холодных кислот: H2SO4 - Fe , Ti ; HNO3 - Cr

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

По элементам разрушен. различают:

хим. коррозию

эл.-хим. коррозию

Под действ. с сухими газами при t˚(газовая) или с жидк. не электролитами

Ме+О2 , CO2 , CO , SO3 , Гг(галогены) →разр.

Ме+неэлектролиты

Скорость хим. коррозии зависит от природы Ме, свойств продукта окислен., t˚

При взаимод. Ме с жидк. электрол., с влажн. Воздухом и почвой

Поверхность Ме покрыта коррозионными гальвано парами (КГП)

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

2.Хим. неоднородность Ме

3.Неоднородность электролита

4.Неоднородность механического напряжения внутри

5.Блуждающие эл. токи.

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

2.наличие деполяризатора(окислителя)

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

Водородная деполяризация 2H⁺+2ē→H2 в кисл. среде

2H2O+2ē→H2+2OHˉ нейтр., щелочной / - вод. деп.

Кислотная деполяризация O2 +2H2O+2ē→4OHˉ нейтр., щелочной

O2 +4H⁺+4ē→2H2O кисл. / -кис. деп.


Методы защиты Ме от коррозии.

  1. Покрытия(защитные)

    1. Металлические

1.1.1 Катодные φ защ.ме.< φ покр. (φ Fе<φ Au)

1.1.2 Анодные φ защ.ме.> φ покр. (φ Fе>φ Au)

    1. Неметаллические покрытия

      1. Хим. покрытие (обраб. спец. реагентом с образ.защитной плёнки)

      2. Неорганическое покрытие

      3. Органическое покрытие


  1. Электрохимические методы (искусственно созд. коррозийной гальвано пары)

2.1 Протекторная защита φ ме.< φ прот.

    1. Электролизация

  1. Ингибиторная защита (замедление процесса)

  2. Создание спец сплавов (антикоррозийных сплавов Cr, Ni,Ti)