165506 (Шпоры по химии)

Гидролиз

Виды сред.

1. [Н⁺]=[ОНˉ]=1Е-7 нейтралная среда(рН=7); 2. [Н⁺]>[ОНˉ] кислая среда(рН<7); 3. [Н⁺]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⁺+S²ˉ pH>7 Ступень I. S²ˉ+H⁺OHˉ⇆(HS)ˉ+OHˉ 2K⁺+S²ˉ+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→Mg²⁺+2Clˉ pH<7 Ступень I. Mg²⁺+H⁺OHˉ⇆(MgOH)⁺+H⁺ 2Clˉ+ Mg²⁺+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→Mg²⁺+S²ˉ pH≈7 Mg²⁺+S²ˉ+2H⁺OHˉ⇆Mg(OH)2+H2S MgCl2+Na2S+2H2O→	Na2SO4→2Na⁺+SO4²ˉ 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⁺+Cl¯→ AgCl↓ - белого цвета

2. Образование сл. элекр. HCl+NaOH→NaCl+H2O

H⁺+OH¯→H2O – слабый электролит

3. Образование газа K2CO3 +2HCl→2KCl+CO2 ↑+H2O

CO3 ¯+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⁺→Be²⁺+2H2O,иливкомпл.в: Be(OH)2+2HCl+2H2O→[Be(H2O) 4]Cl2 Be(OH)2+2H⁺+2H2O→[Be(H2O) 4]²⁺	Be(OH)2+2NaOH→Na2BeO2+2H2O Be(OH)2+2ОНˉ→BeO2²ˉ+2H2O Be(OH)2+2NaOH→Na2[Be(OH)4] Be(OH)2+2ОНˉ→[Be(OH)4]²ˉ

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(SO4²ˉ/S)>1 SO4²ˉ→ H2S SO4²ˉ→S SO4²ˉ→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

К ЛАССЫ	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⁺+А¯ 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⁺+HCO3¯ HCO3¯⇆H⁺+CO3¯	Cu(OH)2⇆OH¯+CuOH⁺ CuOH⁺⇆OH¯+Cu²⁺

Сильные электролиты КА→К⁺+А¯ 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 ²¯

Таблица для решения ОВР.

среда	Кислая H⁺, H2О	Щел. OHˉ, H2О	Нейтральная H2О
Связ.изб. Oˉ² NO2ˉ→ NO3	Oˉ²+2H⁺→H2О	Oˉ²+ H2О →2OHˉ	Oˉ²+ H2О →2OHˉ
Внесен. недост.Oˉ² NO2ˉ→ NO3ˉ	H2О→Oˉ²+2H⁺	2OHˉ→Oˉ²+ H2О	H2О→Oˉ²+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(Fe²⁺/Fe)=-0.44 B φ(Al³⁺/Al)=-1.66 φ(Mg²⁺/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/м³*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*м²*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., α (3%;30%) – ср.силы.

2.Константа диссоциации. Сл. эл: КА⇆К⁺+А¯ Сил. эл: КА→ К⁺+А¯ (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⁺+Cl¯→ AgCl↓ - белого цвета

2. Образование сл. элекр. HCl+NaOH→NaCl+H2O

H⁺+OH¯→H2O – слабый электролит

3. Образование газа K2CO3 +2HCl→2KCl+CO2 ↑+H2O

CO3 ¯+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.: J¯, F¯, Cl¯, NO2¯, OH¯ или H2O , NH3

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⁺→Be²⁺+2H2O,иливкомпл.в: Be(OH)2+2HCl+2H2O→[Be(H2O) 4]Cl2 Be(OH)2+2H⁺+2H2O→[Be(H2O) 4]²⁺	Be(OH)2+2NaOH→Na2BeO2+2H2O Be(OH)2+2ОНˉ→BeO2²ˉ+2H2O Be(OH)2+2NaOH→Na2[Be(OH)4] Be(OH)2+2ОНˉ→[Be(OH)4]²ˉ

Гидролиз солей

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

H2O→H⁺+OH¯ К диссоц.=[Н⁺]*[ОНˉ]/[H2 O] → 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⁺]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⁺+S²ˉ pH>7 Ступень I. S²ˉ+H⁺OHˉ⇆(HS)ˉ+OHˉ 2K⁺+S²ˉ+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→Mg²⁺+2Clˉ pH<7 Ступень I. Mg²⁺+H⁺OHˉ⇆(MgOH)⁺+H⁺ 2Clˉ+ Mg²⁺+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→Mg²⁺+S²ˉ pH≈7 Mg²⁺+S²ˉ+2H⁺OHˉ⇆Mg(OH)2+H2S MgCl2+Na2S+2H2O→	Na2SO4→2Na⁺+SO4²ˉ 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=m р.в./M р.в.*V

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

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 n NaOH=N HCl=n NaCl=n H2O c NaOH*V NaOH =c H(HCl)*V HCl

Окислительно-востановительные реакции.

ОВР – реакции идущие с изменением степени окисления элементов при переходе электронов.

Окислители. 1.Простые или сл. в которых элем. наход. в макс. степ. окислен. Mg²⁺, Mg⁺⁷O4 ,(CrO4)²ˉ

2. F2 , O2

Восстановители. 1.Прост. или сложн. частицы в котор. элемент находится в мин. cтеп. окислен. NH3 , S

Окислители и восстановители.1.Атомы и молекулы металов (кр. O2 и F2) Сl2 , Br2 , N2 , S˚ ,P˚

2.Прост. и сложн. частицы в котор. элемент находится в промежут. cтеп. окислен. (SO3)²ˉ, Fe , (NO2)ˉ

Направления ОВР. Электродные потенциалы.

Гальванические элементы. Самрпоизв. электроны идут от вост. к окислит., когда φ окисл.>φ вост., ξ = φ окисл.-- φ вост.>0 - усл. самопроизв. протекан. ОВР.

Электродный потенциал Ме. Под действ. полярн. молек. воды и отрицат. ионов кислотн. остатка, положит. ионы Ме и сталкиваются на границе Ме – р-р. В рез. образ. двойной электронный слой с опред. раз. потенциалов наз. электродным потенциалом.

Используют относительные величины потенциалов.

Измерение электродных потенциалов. Гальванич. элементы – приборы в котор. энергия ОВР преобразуется в электрический ток.

Для измерен. потенциалов металов и всех др. частиц создают гальван. элем. в котор. один электрод водородный φ(Н˚2/2Н⁺), а второй измеряемый.