Шпоры по химии

Гидролиз

Виды сред.

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

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

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

CO3 Ї+2H⁺→ CO2 ↑+H2O

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

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

Основные классы органических соединений

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 , H2 CrO4

все растворимые

в воде кроме NH4OH

почти все. кислые – раств.

основн.-нераст.

Na2CO3 →2Na⁺+CO3 ІЇ

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+∆H обр.D*y) — (∆Н обр.A*n+∆H обр.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 ∆S х.р.=∑S прод.р.--∑S исх.в. или ∆S=S обр.С*x—(S обр.A*n+S обр.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. ∆G образ.прост.в.=0 G[кДж.моль]

∆G х.р.=∑∆G обр.пр.р.--∑∆G обр.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. V гом.р.=+∆с/∆Т=+∆n/(V*∆T), ∆n – кол.активных взаимодействий, ∆с – изменен.концентрации вещ-ва, ∆Т-отр.вр.

V гом.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.

V гет.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. V т2=V т1 *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. t уменш. 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

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 , K х.р.=1-хим.равновес.,К х.р.>1-пр.р.,К х.р.<1-обр.р.

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

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

РАСТВОРЫ.

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

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

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

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

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

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

Не электролиты – оксиды и почти все органические вещества.

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

α>30% - сильн. эл., α<3% - сл. эл., αО (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.

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

CO3 Ї+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