Неорганическая Химия Шпоры
Гидролиз солей. Произведение растворимости. Гидролизом называют разложение соединений под действием воды. Гидролиз происходит в присутствии воды и является обратимой р-цией. Ионы, полученные при растворении какой-либо соли, взаимодействуют с ионами Н + и ОН-, всегда имеющимися в воде. В результате могут возникать молекулы кислот или оснований.
- Явления, сопровождающиеся коренными изменениями вещества, при которых из одних веществ образуются другие, называются химическими (Fе (железо) + S (сера) = FеS (сульфид железа)), что является предметом изучения неорганической химии. Предметом неорганической химии является изучение.
- Неорганическая и органическая химия. Подготовка к ЕГЭ. Неорганическая химия.
Материя и ее движение. Материя – это объективная реальность, обладающая свойством. История определения. Исторически название неорганическая химия происходит.
Гидролиз солей является р-цией обратимой, зависящей от концентрации соли в воде и от температуры. Повышение температуры и уменьшение концентрации соли увеличивают полноту гидролиза. Гидролиз – процесс эндотермический. Полнота гидролиза выражается в изменении соотношения ионов Н+ и ОН. Накопление недиссоциированных молекул в результате смещения равновесия может привести к насыщению раствора и выпадению осадка. Чем меньше величина произведения растворимости, тем труднее данная соль растворима в воде. ПР=А aBb, а и b – коэффициенты при ионах в реакции диссоциации.
Влияние факторов на коррозию. Количественная оценка коррозионных процессов. Скорость химической коррозии металла зависит от скорости собственно химической р-ции и скорости диффузии окислителя через пленку. Скорость любого вида коррозии измеряется в единицах массы потерянного металла с единицы площади в единицу времени: ω=Δm/St или ω=ρδ/t, где δ - толщина слоя потерянного металла.
Для определения скорости коррозии используют методы массовые, объемные и физические. Массовые методы затруднены процессом удаления продуктов коррозии. Объемный метод основан на измерении объема поглощенного кислорода или выделенного водорода. Применим для электрохимической деполяризации. Физические методы применяются для оптического измерения пленок, образовавшихся на пов-сти металла, а для электрохимической коррозии – в измерении величины коррозионного тока или плотности тока: ω=k(ε0 K-ε0A )/(pK +pA+R), где ε0K-ε0 A – разность нормальных потенциалов катода и анода, pK – катодная поляризация, pA – анодная поляризация, R - омическое сопротивление. Коррозионные среды с малым окислительным потенциалом особенно опасны и резко снижают эксплуатационные св-ва металлических конструкций.
На скорость электрохимической коррозии оказывают влияние различные факторы и их многочисленные сочетания, приводящие к изменению условий поляризации электродов. Состав электролита определяет электропроводность и активную концентрацию ионов, участвующих в процессе. Ускоряют коррозионные процессы во всех случаях и для всех металлов ионы Н+, С l-, Br-, I -, изменяя потенциал растворения металлов. Для амфотерных металлов такую же роль играют ионы ОН. Соотношение ионов Н+ и ОН- или рН среды сильно влияет на скорость коррозионных процессов. Присутствие в электролите ионов или полярных молекул, которые могут выступать как лиганды при комплексообразовании и растворять пассивирующие пленки (Cl-, CN -, NH3), значительно ускоряет коррозионные процессы. Температура влияет на электрохимическую коррозию весьма сильно.
Если процесс идет с поглощением кислорода, то зависимость скорости коррозии от температуры неоднозначна, т.к. При повышении температуры растворимость кислорода в воде резко снижается.
Если коррозионный процесс не зависимо от атмосферного кислорода, то скорость такого процесса монотонно возрастает с температурой. Коррозия с водородной и кислородной деполяризацией.
Процесс взаимодействия металлов с электролитной средой может происходить или с водородной, или кислородной деполяризацией в зависимости от рН среды. Водородная деполяризация рН7. Равновесие электролитической диссоциации воды влияет на общее равновесие в среде электролита, содержащего те ли другие растворенные в- ва. Общие свойства металлов. Взаимодействие металлов с водой, кислотами и щелочами.
Св-ва металлов: малая ЭО как следствие низких потенциалов ионизации и малого, чаще отрицательного, сродства к электрону, атомы металлов образуют только положительные элементарные ионы, отдавая электроны, в сложных ионах или полярных молекулах атомы металлов всегда образуют положительные центры. Общие физические св-ва: электропроводность, твердость и т.д. Металлы высокой хим.
Активности (сильные восстановители) могут разлагать воду с вытеснением водорода при комнатных температурах. Менее активные металлы вступают в р-цию с водой при нагревании, образуя гидроксиды или оксиды. Со щелочами могут реагировать металлы, дающие амфотерные оксиды, или металлы, обладающие высокими степенями окисления, в присутствии сильных окислителей. Соли амфотерных гидратов обычно в водных р-рах образуют комплексные анионы, в которых лигандами являются ионы гидроксила. Металлы с переменными степенями окисления также могут образовывать растворимые соли кислот, соответствующие высшим степеням окисления данного металла.
Эти р-ции идут в присутствии сильных окислителей. С кислотами металлы реагируют различно в зависимости от активности самого металла и окислительных св-в кислоты. Если кислоты кислородные и атомы неметаллов, их образующие будут иметь высокие степени окисления, то металлы могут восстанавливать кислоты до различных степеней окисления, сами при этом окисляясь до ионного состояния: а) в р-рах галогеноводородов является только ион Н+ или Н3О+; б) серная кислота сама может восстанавливаться или до S 2-, или чаще до S4+.
Степень восстановления зависит от активности металла, концентрации кислоты и температуры. Взаимодействие металлов с азотной кислотой может приводить к образованию различных продуктов с различными степенями окисления азота: активные металлы восстанавливают азот до NH3 и его комплексного иона – аммония. Химическая и электрохимическая коррозия. Химическая коррозия, развивается в отсутствие электролитов. Она протекает при температурах, исключающих возможность образования насыщенного пара воды, - высокотемпературная или газовая коррозия.
Этот же вид может возникать и в неводных органических средах. 1- логарифмический закон, 2 - параболически1 закон, 3 - линейный, 4 - сложнопараболический. Скорость окисления металла зависит от скорости химической р-ции и скорости диффузии окислителя через оксидную пленку.
В зависимости от температуры для одного и того же окисляющегося металла проявляются различные законы роста пленки оксида. Электрохимическая коррозия подразделяется на: атмосферную, почвенную и т.д. Рассмотрим различные случаи возникновения коррозионных гальванических пар. Контакт с электролитом двух разных металлов в случае сочетания в одном узле.
Контакт металла и его соединения, обладающего металлообразными и полупроводниковыми св-вами. В любом случае свободный металл имеет отрицательный заряд, а соединение – положительный, т.к. В нем часть электронов проводимости связана. Различные концентрации электролитов или воздуха, растворенного в жидком электролите. Различный уровень механических напряжений в одной и той же детали. Механизм электрохимической коррозии, определяемый разностью потенциалов пассивных (катодных) и активных (анодных) участков, сводится к работе ГЭ, однако результат может быть различен.
Применение железа в технике. Электрохимическая обработка металла. ЭХО это новый метод формообразования изделий из металлов любой прочности и твердости, трудно поддающиеся механической обработке. Станок подает с заданной скоростью медный катод и через него прогоняет с большой скоростью электролит в зазор между стенками изделия и электродом для процесса электролиза и удаления пузырьков водорода и твердых частиц, которые могут возникнуть в этом процессе. Этот метод незаменим при обработке внутренних полостей, твердых металлом и т.д. Гальванопластика – получение изделий путем электролиза. Гальваностегия – нанесение металлических покрытий.
Последовательность разрядов ионов на катоде. Влияние водородного перенапряжения на восстановление ионов на катоде из водных растворов. Катионы металлов, стоящих в ряду активности после водорода восстанавливаются на катоде без выделения водорода из воды. Катионы металлов, стоящих в ряду активности поле алюминия, но до водорода, восстанавливаются на катоде одновременно с молекулами воды. Катионы металлов, стоящих в ряду активности до алюминия на катоде не восстанавливаются, а единственным катодным процессом является восстановление воды. Последовательность разрядов ионов на аноде. Явление пассивации при электролизе.
Ионы бескислородных кислот на аноде окисляются без выделения кислорода и воды. Анионы кислородсодержащих кислот с атомом кислотообразующего элемента в промежуточной степени окисления на аноде окисляются одновременно с молекулами воды. Анионы кислородсодержащих кислот с атомом кислотообразующего элемента в максимальной степени окисления на аноде не окисляются, а единственным анодным процессом является окисление молекул воды. Гибридизация атомных орбиталей. Иногда в образовании хим. Связи происходит перекрывание электронных облаков, разных по форме и энергии одного и того же атома.
Экспериментально было установлено, что в молекуле СН4 все 4 хим. Связи равноценны. Этот факт и подобные объясняются образованием гибридных облаков (гибридизацией), т.е. При образовании связей предварительно образуются гибридные облака. Энергетически это выгодно, т.к.
Энергия, которая затрачивается на возбуждение атома, компенсируется выделяющейся энергией при образовании связи гибридными облаками, т.к. Область перекрывания существенно больше. Sp-гибридизация – элементы II A группы. Угол равен 1800, строение линейное. Sp2 III A строение молекулы треугольное (1200 ).
Sp3 IV A 1090 28’ тетраэдрическое строение молекулы. Основные понятия химической термодинамики.
Характеристика равновесного состояния. Теплота и работа. Внутренняя энергия. Термодинамика изучает законы, которые описывают обмен энергией между изучаемой системой и окружающей средой. Химическая термодинамика - это наука, изучающая переход энергии из одной формы в другую при химических процессах и устанавливающая пределы их самопроизвольного протекания и их направленность.
Изучаемая система-совокупность химических в-в, мысленно обособленных от окружающей внешней среды. Гомогенная с-ма-части которой различающиеся по св-вам не имеют видимой границы раздела. Если такая граница имеется, то такая с-ма называется гетерогенной (состоит из двух и более фаз).
Неорганическая Химия Шпоры
Фаза - гомогенная часть гетерогенной с-мы. Каждое состояние с-мы хар-ется набором параметров состояния (термодинамических параметров состояния).
Изменение хотя бы одного параметра может привести к привести к началу хим. Св-ва с-мы определяются её равновесным состоянием, при котором со временем не изменяются параметры сос-ния. Важнейшими хар- ками состояния с-мы являются теплота и работа. Если между изучаемой с-мой и окружающей внешней средой возможен обмен энергией и работы, то такая сис-ма называеся открытой. Если не возможен обмен – изолированной. Если возможен только энергообмен – замкнутая. Важнейшей хар-кой состояния с-мы является внутренняя энергия (U)- функция состояния с-мы.
Внутренняя энергия-величина, хар-ющая весь внутренний запас энергии, который складывается из энергии поступательного и вращательного движения молекул, колебательной энергии атомов и атомных групп, входящих в состав молекул, энергии вращения электронов, ядерная энергия. Абсолютное значение U определить невозможно. Можно определить только ΔU. Квантово-механическая теория строения атома. Уравнения Планка и Эйнштейна. Диаметр атома равен 10-8 см.
Диаметр ядра от 10-13 до 10-14 см. Основу квантовой механики составляют представления о двойственности поведения микрочастиц. Двойственность заключается в следующем: с одной стороны при одних физических условиях микрочастицы ведут себя как в-ва (имеют четкую траекторию движения, массу, импульс), при других условиях они проявляют волновые св-ва: E =hν – ур-е Планка. E=mc2 – ур-е Эйнштейна.
Постулаты Бора: 1) Существуют сос-ния атома водорода, при которых возможно движение электрона относительно ядра без выделения или поглощения энергии. 2) При переходе из одного такого сос-ния в другое атом излучает и поглощает квант энергии. Современная теория строения атома. Теория Луи де Бройля, принцип неопределенности Гейзенберга, уравнение Шрёдингера. Луи де Бройль выдвинул идею о том, что элементарная частица, движущаяся с определённой скоростью, может рассматриваться не только как частица, но и как волна с определенной частотой колебаний, удовлетворяя условию равенства энергий. Таким образом возник дуализм: частица обладает не только корпускулярными, но и волновыми св-вами.
Шрёдингер рассмотрел поведение внутриатомного электрона и описал его уравнением стоячей волны. В отличие от бегущей волны, стоячая волна не перемещается в пространстве и не переносит энергию, а лишь передает её от одних точек струны к другим. Физический смысл имеет квадрат волновой функции (ψ2 ), который пропорционален вероятности нахождения электрона в том или ином месте внутриатомного пространства. Если мы рассмотрим мысленно проведенную пов-сть, равную электронной плотности, внутри которой расположено 90% заряда – хроничная пов-сть, её формы и размеры принято считать формами и размерами электронного облака. Вместе с ур- ем Шрёдингера в квантовой механике сущ-ет принцип неопределенности Гейзенберга. Невозможно одновременно точно определить координаты и импульс элементарной частицы.
Квантовые числа. S-, p-, d-, f- элементы. Квантовые числа и их пределы вытекают из ур-я квантово-механической теории. Собственные волновые функции описывают состояние электрона в атоме или орбитали. Орбиталь характеризуется определенными значениями квантовых чисел. При n=1 ур- е Шрёдингера имеет только одно решение 1s.
Органические Соединения Это
Физический смысл квантовых чисел: n – главное квантовое число, определяющее возможные энергетические состояния электрона в атоме. Главное квантовое число определяет на каком энергетическом уровне находится электрон, характеризует энергию электрона и радиус энергетического уровня. Орбитальное квантовое число определяет значение орбитального магнита, кол-во электронов. Магнитное квантовое число характеризует ориентацию облаков в пространстве. Атомные орбитали – совокупность положений электрона.
Атомную Орбиталь графически обозначают в виде квантовой ячейки. Спин – собственный момент вращения, который не связан с орбитальным движением электрона.
Многоэлектронные атомы. Принцип наименьшей энергии. Распределение электронов на энергетических подуровнях подчиняется принципу наименьшей энергии: заполнение электронами атомных орбиталей (энергетических подуровней) происходит таким образом: прежде всего заполняются подуровни с наименьшим уровнем энергии, что соответствует максимальной стабильности атома. С учетом этого, а также электростатического взаимодействия и эффекта экранирования, последовательность заполнения происходит по правилу: 1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s5d4f6p7s6d5f7p. Первый закон термодинамики и его применение при условии постоянного объема и постоянного давления. I закон термодинамики: теплота подведенная к с-ме идет на изменению внутренней энергии и совершение работы самой сис-мой. Многие химические процессы протекают либо при постоянном объеме либо про пост.
Давлении.( V=const; A=pΔV=0 = ΔU=QV)(p=const; QP=(U2 -U1 )+p( V2-V1)=(U2 -pV2)-(U1 +pV1 ). U+ pV- теплосодержание с-мы (энтальпия (Н)). ΔН=Н 2-Н 1=QP Правило Гунда и правила Клечковского. Правила Клечковского: 1) при увеличении заряда ядра на 1 последовательность заполнения атомных орбиталей происходит от орбитали с наименьшей суммой n+ l к орбитали с большим значением этой суммы 2) при одинаковых суммах n+l последовательность заполненияатомных орбиталей происходит в направлении возрастания главного квантового числа. Правило Гунда: на одном и том же энергетическом подуровне прежде всего электроны стремятся занять свободные орбитали с тем, чтобы их суммарный спин был максимальным. Следствия закона Гесса. Стандартная энтальпия образования веществ.
Тепловой эффект р-ции не зависит от пути её протекания, а зависит от нач. Сос-ния с-мы, т.е. Определяется физико-химическими св-вами исх. Веществ и продуктами. Этот закон действует либо при p=const, либо при V= const.
Закон Гесса утверждает, что тепловой эффект р-ций не зависит от числа стадий и пути протекания стадий, а опред. Термохимическими ур-ми называтся такие у-ия в которых указан их тепловой эффект.
Суммарный эффект этих двух противоположных тенденций отражает изменение энергии Гиббса. ΔG=ΔH-TΔS для рТ=const. Энергия Гиббса характеризует ту часть полной энергии с-мы, которая может быть превращена в работу при рТ=const: 1)ΔG0-процесс не возможен в прямом направлении при заданных условиях (ΔGпродΔGисх). Энергией Гиббса образования химического соединения называют изменение энергии Гиббса в реакции образования 1 моля хим.
Соединения из простых в-в при стандартных условиях. При ΔH0,ΔG0,ΔS0 не возможно протекание самопроизвольного процесса ни при каких Т; ΔH0,ΔS0,ΔG. Водородное перенапряжение. Уравнение Тафеля.
Причиной водородного перенапряжения, так же как и для металлов является многостадийность процесса. Возможными стадиями могут быть: 1)диффузия катионов гидроксония Н3О+; 2) дегидратация; 3) адсорбция; 4) электрохимическая адсорбция; 5) молизация; 6) образование пузырьков водорода; 7) отрыв пузырьков водорода от пов-сти катода.
Каждая из этих стадий может быть лимитирующей и тормозить процесс в целом. Кроме перечисленных стадий на водородное перенапряжение оказывает влияние природы катода и катодная плотность тока. Влияние этих факторов учитывается в ур-ии Тафеля: η=a+bLnj k.
А - постоянная, зависящая от природы металлов. B – зависит от температуры и для большинства металлов 0,11-0,12 В. Jk – плотность катодного тока. Из ур-я видно, что с увеличением плотности тока водородное перенапряжение возрастает.
W2 W1 He Ne He Ne α tg α=-E a/R 1 /Т ln k n A Е А+В С+D Е2 Е1 Еа А.B Толщина слоя Время 2 4 3 1.