Химческое равновесие

∆H=T∆S-условие термодинамического процесса

bB+dД=EL+mM

N₂+3H₂=2NH₃

Принцип Л Шателье

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия оказывается, внешнее воздействие, то равновесие переходит в ту сторону, которая противодействует, чтобы уменьшить это воздействие

Лекция 26.10.12

Дисперсные системы-это гетерогенные системы, в которых одно вещество виде очень мелких частиц равномерно распределено в объёме другого, первое вещество – дисперсная фаза; другое – дисперсная среда.

1)классификация

2)растворы

3)свойства

4)Свойства растворов электролитов (ионные реакции обмена)

5)Гидролиз солей

По размерам частиц дисперсной фазы системы делятся на

1)грубодисперстные 10^-3-10^-5см

2)тонкодисперстные 10^-5-10^-7см(колоидные растворы)

Если размеры частиц < 10^-7 то система становится гомогенной (растворы)

Растворы- много компонентные системы, состоящие из растворителя одного или нескольких и растворённого вещества.

Вода очень сильно влияет на свойства веществ, получить абсолютно сухое вещество задача практически невозможная.

Вода - полярный растворитель

В

А

Диаграмма состояния воды

О

С

Процесс растворения вещества в воде – сложных физико-химический процесс

Молекулы вещества взаимодействуют с молекулами воды образуя гидраты

Растворы промежуточные системы между механическими смесями и химическими соединениями все растворы делятся на:

Неэлектролиты не пропускает электрический ток

Электролиты пропускает электрический ток

Разбавленные растворы неэлектролитов называют идеальными растворами

Не взаимодействуют с растворителем, распределяются в растворителе как газ в емкости.

Осмос-процесс диффузии частиц определённого сорта через полупроницаемую перегородку

закон Ван Гоффа:

полупроницаемая перегородка

раствор оказывает давление на полупроницаемую перегородку

P=CRT-закон Ван Гоффа

законы Рауля:

1) Над любой жидкостью находятся пары, которые оказывают давление на поверхность. Над раствором не летучего вещества находятся только пары воды или растворителя, давление этих паров становятся ниже.

P₀-давление паров над растворителем

P-давление паров над раствором

∆P=P₀-P

Давление паров влияет на t⁰

∆t_зам=KC_m

t_зам=0-∆t_зам t_кип=100+∆t_кип =1,86

Свойства растворов электролитов

1) электролитическая диссоциация

2)РИО

ЛЕКЦИЯ 09.11.12

Гидролиз солей

Ионное произведение воды (водородный показатель)

Случаи гидролиза солей:

а) по катиону

Б) по аниону

В) по катиону и аниону

Г) отсутствие гидролиза

Д) полный необратимый гидролиз

H₂O

Гидролиз - процесс взаимодействия ионов соли с полярным действием воды, в результате которого образуется слабый электролит и изменяется ph среды

В процессе гидролиза катион соли или анион, или оба иона одновременно взаимодействуют с противоположными полюсами воды, образуя слабый электролит.

А)Если соль не образует с водой слабый электролит, то соль гидролизу не подвергается.

Гидролиз по катиону- процесс обратимый и много ступенчатый

I ступень

CuCl₂+H₂O CuOHCl+HCl

Cu²⁺+2Cl^-+H⁺OH^- (CuOH)⁺+H⁺+2Cl^-

Cu²⁺+HOH CuOH⁺+H⁺ pH<7

Cu (OH)₂-слабое основание

HCl – сильная кислота

II ступень не идет (как правило, гидролиз останавливается на I ступени)

Соли образованные слабым основанием и сильной кислотой образуют основную соль или слабое основание. pH<7

Б) Гидролиз по аниону I ступень

H₂S+H₂o KHS+KOH (кислая соль)

2K⁺+S^-2+H⁺OH^- (HS)^-+OH^-+2K⁺

S^-2+HOH HS^-+OH^- pH>7

II ступень не идет

HOH – сильное основание

H₂S – слабая кислота

Соли образованные сильным основанием и слабой кислотой подвергаются гидролизу по аниону образуя кислую соль и слабую кислоту. pH>7.

В) соли, образованные слабыми основаниями и слабой кислотой, подвергаются гидролизу по катиону и аниону, образуя 2 слабых электролита.

Среда слабо – кислая/ - щелочная

Г) соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием гидролизу не подвергаются.

Некоторые соли образованные слабой кислотой и основанием подвергаются полному необратимому гидролизу, т.е. разлагается водой

Окислительно – восстановительные реакции

1) Понятие степени окисления.

2) Важнейшие окислители и восстановители

3) Составление реакций ОВР

ОВР – реакции, протекающие с изменением степени окисления некоторых атомов.

Степень окисления – условный заряд атома, вычисляется исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов, каждый атом это ион.

H₂SO₄

Атомы приобретают заряд, присоединяя или отдавая электроны, они стремятся к завершению внешней электронной оболочки.

В ОВР происходит переход электронов от одного атома к другому. Отдача – окисление.

Na⁰-1e→Na⁺ - отдача

Присоединение - восстановление

Лекция 23.11.12

Вещество, отдающее электроны – восстановитель, принимающее – окислитель

Важнейшие окислители и восстановители:

1) Металлы в свободном состоянии

2) Водород

3) Элементы, находящиеся в соединении с промежуточной степенью окисления H₂SO₄, Na₂SO₃, NaN,

Окислители

1. Ионы водорода (кислоты)

2. Металлы, находящиеся в соединении в максимальной степени окисления(K₂Cr⁺⁶O₄)

Некоторые металлы проявляют постоянную степень окисления(Na⁺¹,K⁺¹)

Максимальная положительная степень окисления равна номеру группы в периодической системе.

Минимальная степень окисления равна номеру группы-8

Атомы в максимальной степени окисления могут быть только окислителями, в минимальной только востановителями, атомы в промежуточной степени окисления могут быть и окислителями и востановителями.

Для составления уравнения используют два метода:

1) Электронно-ионный метод

2) Метод электронного баланса

Метод электронного баланса

1. Схема

2. Степени окисления

3. Окислитель и восстановитель

4. Составляют процессы окисления и восстановления

5. Находят электронный баланс

6. Находят коэффициенты при окислители и восстановители

7. Составляют уравнение

А) окислители и восстановители

Б) к металлам

В) к неметаллам

Г) водород

Д) кислород уравнивается сам

Электро- химические процессы

1) Гальванические элементы

2) Электролиз

Электрохимические процессы- процессы, связанные с возникновением электрического тока или вызванные его воздействием.

Все электрохимические процессы связаны с ОВР

Гальванические элементы- устройства которых энергия ОВР превращается в электрический ток.

Если пространственно разделить восстановитель и окислитель и соединить их внешним проводником, то электроны пойдут по проводнику, т.е. получим ток.Электродные

Zn+CuSO₄→Zn²⁺SO₄+Cu⁰

А

Zn

Cu

ZnSO₄

CuSO₄

Электродный потенциал (φ) – разность потенциалов возникает при погружении металла в воду и в раствор соли.

При работе данного гальванического элемента протекают следующие электродные процессы:

На Аноде (-) цинк отдаёт электроны окисление

На Катоде (+) медь присоединяет электроны восстановление

Электролиз

Это совокупность окислительно-восстановительных процессов протекающих при прохождении постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита.

При прохождении электрического тока через электролит ионы приобретают направление движение и притягиваются к противоположно заряженным электронам.

Продукты электролиза зависят от типа электродов и состояния электролита.

При электролизе растворов полярные молекулы воды также притягиваются к электродам и могут учувствовать в ОВР

Из нескольких возможных процессов протекать будет только тот, кто требует меньших затрат энергии на катоде. На катоде легче восстанавливаются частицы, обладающие большим знамением φ.

В случае электролизов раствором солей активных металлов (они обладают очень низком потенциалом на катоде идет процесс восстановления воды), если соль образована малоактивным металлом, то они обладают высоким потенциалом кислородсодержащих солей на аноде окисляется вода, если соль образована бескислородной кислотой.

При электролизе расплавов

Лекция 07.12.12

KNO₃→K⁺+NO₃

Процесс восстановления водорода

2H₂O+2e→H₂+2OH^-

2H₂O-4e→O₂+OH

NiCl₂→Ni²⁺+2Cl^-

На аноде

Cl^--2e →Cl₂

H₂O

Электролиз раствора с активным анодом

AgNO₃→Ag⁺+NO₃

Анод Ag

При электролизе солей активных металлов на катоде идёт восстановление воды.

Металлы, начиная с железа, считаются малоактивными.

Анод при электролизе растворов солей образованных кислородосодержащими кислотами, на аноде окисляется вода

Если соль образована бескислородной кислотой, то на аноде окисляется атом кислоты.

Электролиз расплава.

Некоторые соли не располагаются а дессоциируют на ионы

KI→^+↑↑tK⁺+I^-

На катоде (-) K⁺+1e→K⁰

На аноде (+) 2I^-- 2e→I₂

Законы электролиза (Фарадея)

1) Масса веществ выделяющиеся на электродах пропорциональны количеству электричества, прошедшего через электролит.

M=K*Q

2) Массы или объемы веществ выделившихся пропорциональны их химическим эквивалентам

m_1:m₂:m₃=Э₁:Э₂:Э₃

Для выделения одного элемента вещества требуется одно и то же количество электричества

M(V)=

1. Коррозия металла

2. Виды коррозии

3. Способы защиты металлов от коррозии

Коррозия – это необратимый процесс окисления металлов происходящий под действием окислителей находящихся в окружающей среде в результате металлы образуют химические соединения и меняются химические и физические свойства.

Виды коррозии

1. Химическая- возникает вследствие ОВР

Cu+O₂+H₂O+CO₃→(CuOH)₂CO₃

Fe+Cl₂→FeCl₂.

2. Электрохимические – возникает при контакте двух металлов находящихся в электролите

Между металлами образуется гальваническая пара, в которой более активный металл является анодом.

Коррозия алюминия с примесью меди на влажном воздухе

А (-)Al/Cu(+)K

На аноде (-)

Al⁰-3e→Al³⁺

Под воздействием

Способы защиты металлов:

1. изолирующие покрытия

2. электрохимическая

3. обработка коррозионной среды с целью удаления окислителей.

Дата добавления: 2014-01-04