Реферат: Шпоры по химии

--PAGE_BREAK--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  φокисл.>φвост – реакция идёт

1|Mg˚+2H2O— 2ē→Mg(OH)2+2H⁺

1|2
H
2O
+2ē

H
2+2
OH
ˉ                      _


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.

Пассивациейназ. 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        φокисл.>φвост – ре-акция идёт

2|Al˚+4OHˉ — 3ē→AlO2ˉ+2H2O

3|2
H
2O
+2ē

H
2+2
OH
ˉ                      _


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.


H2SO4к., HNO3р. , HNO3к.


1. Ме+H2SO4 р.→МеSO42

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+HNO3р→МеNO3+H2O+пр
.
вост
.
кисл
.
ост
.


Li-Zn (NH4⁺,NH4NO3)     Cr-H(N2O)     после

Н
(
NO)

φ(NO3ˉ)>1

3. Ме+HNO3к→ МеNO3 + H2O + пр
.
в

кисл
.
ост
.


Li-Zn (NO)           Zn-(NO2)

Пример. Au+3V HCl+HNO3→AuCl3+NO2+H2O

   


<img width=«3» height=«197» src=«ref-1_791516855-212.coolpic» v:shapes="_x0000_s1026">                                                               Основные классы органических соединений

<img width=«2» height=«165» src=«ref-1_791517067-163.coolpic» v:shapes="_x0000_s1027">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, H2CrO4

все растворимые

в воде кроме NH4OH

почти все. кислые – раств.

основн.-нераст.

Na2CO3→2Na⁺+CO3ІЇ

                                                         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+∆Hобр.D*y) — (∆Н обр.A*n+∆Hобр.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 ∆Sх.р.=∑Sпрод.р.--∑Sисх.в. или ∆S=Sобр.С*x—(Sобр.A*n+Sобр.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.       ∆Gобраз.прост.в.=0   G[кДж.моль]

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

     Vгом.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.

     Vгет.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.   Vт2=Vт1 *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. tуменш. 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
    продолжение
--PAGE_BREAK--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, Kх.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., αÎ(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.

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

CO3Ї+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 легандовкоординационное 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

    продолжение
--PAGE_BREAK--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


Гидролиз солей
Г. – взаимодействие ионов соли с ионами воды, в рез. котор. равновес. воды смещается и среда становится кисл. или щелочной.

     H2O→H⁺+OHЇ          К диссоц.=[Н⁺]*[ОНˉ]/[H2O]    →    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

СтупеньI.     MgІ⁺+H⁺OHˉ⇆(MgOH)⁺+H⁺     

2Clˉ+ MgІ⁺+HOH⇆(MgOH)⁺+H⁺+2Clˉ

              MgCl2+HOH⇆MgOHCl+HCl

СтупеньII.  (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=mр.в./Mр.в.*V

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

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      nNaOH=NHCl=nNaCl=nH2O        cNaOH*VNaOH=cH(HCl)*VHCl
    продолжение
--PAGE_BREAK--
еще рефераты
Еще работы по химии