Пример1

В какой си­сте­ме при по­вы­ше­нии дав­ле­ния хи­ми­че­ское рав­но­ве­сие сме­стит­ся в сто­ро­ну ис­ход­ных ве­ществ?

1)

2)

3)

4)

По­яс­не­ние.

По­вы­ше­ни­ем или по­ни­же­ни­ем дав­ле­ния можно сме­стить рав­но­ве­сие толь­ко в про­цес­сах, в ко­то­рых участ­ву­ют га­зо­об­раз­ные ве­ще­ства, и ко­то­рые идут с из­ме­не­ни­ем объ­е­мов.

Для сме­ще­ния рав­но­ве­сия в сто­ро­ну ис­ход­ных ве­ществ при по­вы­ше­нии дав­ле­ния не­об­хо­ди­мо усло­вия, чтобы про­цесс про­те­кал с уве­ли­че­ни­ем объёма.

Это про­цесс 2. (Ис­ход­ные ве­ще­ства 1 объёмов, про­дук­ты ре­ак­ции - 2)

3) концентрация исходных веществ и продуктов реакции

При увеличении концентрации одного из исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при понижении концентрации - в сторону исходных веществ.

S+O₂=SO₂ [S],[O]↑ →, [SO₂]↑ ←

Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия

«Электролиз растворов и расплавов солей»

Электролиз — физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, который возникает при прохождении электрического тока через раствор либо расплав электролита.

Электроды — это такие пластинки или стержни, опущенные в раствор, они подключены к источнику тока.

· Анод — положительно заряженный электрод

· Катод — отрицательно заряженный электрод

Мы будем рассматривать случай инертных электродов — т.е. они не будут вступать ни в какие химические реакции.

При пропускании электрического тока, вещество раствора будет претерпевать химические изменения, т.е. буду образовываться новые химические вещества. Они будут притягиваться к электродам следующим образом:

· Неметаллы и их производны, анионы — к аноду

· Металлы и их производный, катионы — к катоду

Теперь рассмотрим электролиз водных растворов различных солей

Для этого нам понадобится ряд активности металлов \ электрохимический ряд напряжений:

Разберем сначала катионы:

· Если металл стоит до Н, то вместо него электролизу подвергается вода:
2H₂O + 2 е = H₂ + 2OH^– Образовавшийся водород H2 идет к катоду

· Если металл стоит после Н, то он сам восстанавливается:
Cu²⁺ + 2 е = Cu ⁰ Медь осаждается на катоде

· Катионы металлов, стоящие в ряду напряжений после алюминия до водорода, могут восстанавливаться вместе с молекулами воды:
2Н₂О + 2е = Н₂ + 2ОН ^— Zn²⁺ + 2e = Zn⁰

Теперь анионы-кислотные остатки:

· Кислородсодержащие кислотные остатки — вместо них электролизу подвергается вода:
2H₂O — 4e = O₂ + 4H⁺ Образовавшийся O2 выделяется на аноде

· Бескислородные кислотные остатки — окисляются до простого вещества:
Cl⁻ — 1e = Cl2 ⁰ Хлор выделяется на аноде

· Исключение: F⁻ — вместо него будет выделяться кислород.

· при окислении анионов органических кислот происходит процесс:

2R–COO^- → R–R + 2CO₂↑

Рассмотрим процесс электролиза раствора ацетата натрия. СН3СООNa – соль, которая образована активным металлом и кислотным остатком карбоновой кислоты. При электролизе получается водород, щелочь. Уравнение диссоциации: СН3СООNa → СН3СОО - + Na+ К (-) 2Н2О + 2е- = Н2 0 ↑ + 2ОН- А (+) 2CH3COO¯ − 2e = C2H6 + 2CO2↑ Суммарное уравнение: 2Н2О + 2CH3COO¯ = Н2 0 ↑ + 2ОН - + C2H6 + 2CO2↑ 2Н2О + 2CH3COONa = 2NaОH + Н2 0 ↑ + C2H6↑ + 2CO2↑.

Примеры:

1.1.Катион стоит в ряду до Н, кислотный остаток содержит кислород О:

K₂SO₄↔2K⁺+SO₄²⁻

K(-): 2H₂O + 2e = H₂ + 2OH⁻

A(+): 2H₂O — 4e = O₂ + 4H⁺

2H₂O (электролиз) → 2H₂ + O₂

1.2. Катион стоит в ряду до Н, кислотный остаток беcкислородный:

LiCl ↔ Li⁺ + Cl⁻

катод (-): 2H₂O + 2e = H₂ + 2OH⁻

анод (+): Cl⁻ — 1e = Cl⁰; Cl⁰+Cl⁰=Cl₂

2LiCl + 2H₂O(электролиз) → H₂ + Cl₂ +2LiOH

2. Катион стоит в ряду между алюминием и водородом, кислотный остаток содержит кислород О: Ni(NO3)2 - соль, которая образована металлом, стоящим в ряду напряжений от Mn до H2 и кислородсодержащим кислотным остатком. В процессе получаем металл, водород, кислород и кислоту. Уравнение диссоциации: Ni(NO3)2 → Ni2+ + 2NO3

- К (-)Ni2+ +2e - = Ni0 2Н2О + 2е- = Н2 0 ↑ + 2ОН- A (+) 2H2O – 4e - = O2 0 ↑ + 4H +

Cуммарное уравнение: Ni2+ + 2Н2О + 2H2O = Ni0 + Н2 0 ↑ + 2ОН- + O2 0 ↑ + 4H + Ni(NO3)2 + 2Н2О = Ni0 +2HNO3 + Н2 0 ↑ + O2 0 ↑

3.1. Катион стоит в ряду после Н, кислотный остаток содержит кислород О:

СuSO₄ ↔ Cu²⁺+SO₄²⁻

K(-): Cu²⁺ + 2e = Cu⁰

A(+): 2H₂O — 4e = O₂ + 4Н⁺

2CuSO₄ + 2H₂O(электролиз) → 2Cu + 2H₂SO₄ + O₂

3.2. Катион стоит в ряду после Н, кислотный остаток беcкислородный:

катод (-): Cu²⁺ + 2e = Cu⁰

анод (+): 2Cl⁻ — 2e = 2Cl⁰

CuCl₂ (электролиз) →Cu + Cl₂

Электролиз водных растворов солей отличается от электролиза расплавов.

Отличие — в наличии растворителя. При электролизе водных растворов солей кроме ионов самого вещества в процессе участвуют ионы растворителя. При электролизе расплавов — только ионы самого вещества.

Алканы _СnH2n+2 Sp3-гибридизация

В обычных условиях С1- С4 – газы С5- С15 – жидкие С16 – твёрдые Температуры плавления и кипения алканов, их плотности увеличиваются в гомологическом ряду с ростом молекулярной массы. Все алканы легче воды, в ней не растворимы, однако растворимы в неполярных растворителях (например, в бензоле) и сами являются хорошими растворителями.

Название	Формула
Метан	СН4
Этан	С2Н6
Пропан	С3Н8
Бутан	С4Н10
Пентан	C5H12
Гексан	С6Н14

Изомерия Структурная — изомерия углеродного скелета

Химические свойства алканов

1. Реакции замещения.

а) Галогенирование при действии света - hν или нагревании (стадийно – замещение атомов водорода на галоген носит последовательный цепной характер. Реакция Н. Н. Семёнова)

В реакции образуются вещества галогеналканы Сn H2n+1Г (Г - это галогены F, Cl, Br,

CH4 + Cl2 hν → CH3Cl + HCl (1 стадия); хлорметан

CH3Cl + Cl2 hν → CH2Cl2 + HCl (2 стадия); дихлорметан

СH2Cl2 + Cl2 hν → CHCl3 + HCl (3 стадия); трихлорметан

CHCl3 + Cl2 hν → CCl4 + HCl (4 стадия). тетрахлорметан

Электронная плотность связи С – Cl смещена к более электроотрицательному хлору, в результате на

углерода ближайщего к заместителю:

CH3 – CH2 – Cl + Cl2 hν → CH3 – CHCl2 + HCl

хлорэтан 1,1 -дихлорэтан.

Внимание!

В реакциях замещения алканов легче всего замещаются атомы водорода у третичных атомов углерода, затем у вторичных и, в последнюю очередь, у первичных.

б) Нитрование (реакция М.И. Коновалова, он провёл её впервые в 1888 г)

CH4 + HNO3(раствор) t˚С → CH3NO2 + H2O нитрометан

RNO2 или Сn H2n+1 NO2 (нитроалкан)

2. Реакции отщепления (дегидрирование)

а) CnH2n+2 t˚С, Ni или Pd → CnH2n + H2

б) При нагревании до 1500 С происходит образование ацетилена и водорода:

2CH4 1500°С → C2H2 + 3H2

3. Реакции перегруппировки (изомеризация)

н-алкан AlCl3, t°С → изоалкан

4. Реакции горения (горят светлым не коптящим пламенем)

CnH2n+2 + O2 t°С → nCO2 + (n+1)H2O

Помните! Смесь метана с воздухом и кислородом взрывоопасна

5. Реакции разложения

а) Крекинг при температуре 700-1000°С разрываются (-С-С-) связи:

C10H22 t°С → C5H12 + C5H10

б) Пиролиз при температуре 1000°С разрываются все связи,

СH4 1000°С → C + 2H2

в) Конверсия метана с образованием синтез – газа (СО + Н2)

CH4 + H2O 800˚C, Ni → СО + 3Н2

Циклоалканы _СnH2n Sp3-гибридизация

Углеводороды с замкнутыми цепями (циклами). По своим свойствам они напоминают обычные предельные углеводороды алканы (парафины), отсюда и произошло их название – циклоалканы (циклопарафины, нафтены). Общая формула гомологического ряда циклоалканов C_nH_2n. Представителями этого ряда соединений являются циклопропан, циклобутан, циклопентан, циклогексан.

Циклопропан	Циклобутан	Циклопентан	Циклогексан

Циклоалканы имеют более высокие температуры плавления, кипения и большую плотность, чем соответствующие алканы. При одинаковом составе температура кипения циклопарафина тем выше, чем больше размер цикла. Циклоалканы в воде практически не растворимы, однако растворимы в органических растворителях.

Дата добавления: 2015-08-31