Шпаргалка по химии

40.Понятие раствор. Способы выражения концентрации растворов. Краткая характеристика образования растворов. Ргазы в газах, жидкостях, твердой фазе.

Р-р – система в которой одно вещ-во равномерно распределено в среде др вещ-ва.

Разбавленный р-р – р-р в котором кол-во растворенного вещ-ва и растворителя отличаются более чем на порядок.

Насывщенный р-р – раствор, в кот растворенное вещ-во при данной Т больше не растворяется.

Перенасыщенный р-р – р-р в котором при данной Т содержится растворенного вещ-ва больше, чем предел насыщения.

Способы выражения концентр р-ров.

Кол-во вещ-ва/ед объема

1) процентная % c=m1/m2*100%

2) мольная доля Ni – доля молей данного вещ-ва от общего числа молей всех компонентов

3) мольная концентрация (М,См) См=m1/M1V

4) нормальная концентрация (Н) Сн=m1/э1V

5) моляльность (Cm) Cm=m1/M1*1000г/m2

6) титр г/мл

Физ и хим процессы при растворении:

Р-рам свойственны признаки, кот позволяют относить их как к механическим смесям, так и к хим соединениям. Признаки р-ра, как хим соединения:

1) однородность

2) наличие энергетических объектов

3) Изменение объема

Признаки р-ра, как механич смеси:

1) широкий диапазон изменения состава

2) возможность обнаруж в св-вах р-ра св-в отдельных компонентов

Теории р-ров: Р-римое вещ-во вступает во взаимодействие с растворителем с образованием донорно-акцепторной связи посредством которой образуются нестойкие соединения имеющие сольваты, а для водных р-ров – гидраты.

Тепловой эффект при растворении: Q=|Q1|+|Q2|+|Q3|

Рассм раств соли в воде. Q1-тепл эффект опред энергозатратами на разрушение кристаллич решетки соли Q1<0; Q2 – тепл эфф сольвации

Q2>0; Q3 – тепл эфф определяется энергозатратами на диффузию Q3<0

Сольваты (гидраты) – непрочные соединения, разрушаются при небольшом нагреве

40а.Сольвация (гидрация). Растворимость твердых тел и жидкостей в жидкостях. Твердые растворы.

В зависимости от природы растворенного вещ-ва сольваты могут образовываться различными путями. В случае объединения одинаковых молекул первой стадией явл молекулярная диссоциация растворенного вещ-ва. Процесс происходит за счет хим взаимодействия между мол-лами растворяемого вещ-ва АВ и (n+m) молекулами растворителя S с образованием сольватированной мол-лы.

AB(n+m)S : AB+(n+m)S AB(n+m)S

Образующийся сольват диссоциирует на сольватированные ионы:

Раств большинства тв тел: с повышением температуры увелич, потому что энергия разрушения решеток имеет большие отрицательные значения. Если подходить к р-ру как к идеальной системе, то растворимость твердых тел всегда увеличивается. А принимать во внимание при этом можно только теплоту плавления тв тела

Раств жидкости в жидкости:полярн жидкость раств в полярной, неполярная в неполярной. Возможны полная и частичная (рассматриваемость) взаиморастворимость. Давление не оказывает влияние.

41.Растворимость газов в жидкостях. Закон Генри. Закон Дальтона. Закон распределения и его практическое применение.

Растворимость газов в жидкости с увеличением температуры уменьшается.

З-н Генри: при Т=const растворимость газа, выраження в весовых един пропорциональна давлению газа над жидкостью.

З-н Дальтона (Сивертса): при растворении смеси газа в жидкости, р-р каждого компонента пророрционален его парциальному давлению.

З-н распределения: если нек третье вещ-во растворяется в 2х фазной системе (не смешив жидкость), то отношние концентраций р-ренного вещ-ва соприкасающихся фаз есть величина постоянная при данной температуре.

Метод Фанна (для получения полупроводников)

42. Первый и второй з-ны Рауля. Определение молекулярн масс растворенных веществ (эбулиоскопия и сриоскопия)

Давление пара растворителя над р-ром всегда ниже, чем давл пара растрор над чистым растворителем р-рителем (не для электролит)

Это обусловлено тем, что часть поверхности занята гидрированными молекулами р-ренного вещ-ва, т.е испарение растворителя затруднено.

Р – давл пара растворит над чист раств

Р – давл пара над р-ром

dP=P-P – абсол пониж давл,

dP/P – относит понижение давл

n1 – число молей р-рителя

n2 – число молей р-ренного вещ-ва

N1 – мольная доля р-рителя

N2 – мольная доля р-ренного вещ-ва

Первый з-н Рауля: Р1 над р-ром= давлению пара над чистым ратсв умноженным на относит число молей

Относит понижение давл пара раствор над раствор в-ва=мольной доле растворенного вещ-ва

Давление пара растворенного вещ-ва пропорц его мольной доле

Второй з-н Рауля: Повышение температуры кипени и понижение температуры замерзания пропорц моляльной концентрации р-ра

43. Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации. Слабые электролиты, степень и константа диссоциации и их связь (з-н разведения Оствальда). Произведение растворимости.

Электролиты – вещ-ва кот в р-ре или расплаве полностью состоят из ионов. Электролит – проводник 2го рода с ионной проводимостью.

При прохожд постоянного тока через электролит происходит процесс электролиза.

Электролиты не подчиняются законам Рауля. Они кипят при большей Т и замерзают при меньшей Т, чем р-ры неэлектролитов той же молекулярной концентрации. Этот факт объясняет Аррениус:

Электролит в р-рах содержит внутри себя частицы ионы, т.е каждый ион самостоятельная частица  первоначальная моляльная концентрация при распаде мол-л на ионы в р-рах возрастает (объясн Аррениуса есть теория электролит диссоциации)

По интенсивности диссоциации электролиты делят на слабые и сильные. Сильные полностью диссоциируют , процесс необратим. Процесс диссоциации слабых обратим, степень диссоциации для сильных =1, для слабых <<1

Связь между конст диссоциации и степенью диссоциации

Ур-е изотермы для этой р-ции:

44.Сильные эл-литы. Ионные атмосферы. Активность.

встречается редко. По мере разбалтыв степень диссоциации будет меняться. Причина: электростатическое взаимодействие ионов в р-рах. Возникает ионная атмосфера (каждый ион внутри сферы явл центром своей ионной атмосферы) – она будеи изменять электропроводность электролита, т.е ионная атмосфера будет тормозить направленное движение электропроводности.

При разбавлении увеличивается расстояние между ионами уменьшается их взаимодействие  увелич электропроводности. Все это связано с тем, что в р-рах сильных эл-литов действуют мощные электростатические силы между ионами.

Для количеств описания св-в растворов сильных эл-литов было решено ввести вместо концентрации активную концентрацию ионов или активность, учитыв все виды взаимод между ионами

a=с, где коэф активности, а с –концентрация

45. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Стандартные потенциалы. Понятие об индикаторах.

Поскольку процесс диссоциации воды – процесс эндотермический, то с ростом температуры диссоциация будет усиливаться, а значит ионное произв воды будет увеличиваться.

PH=7 – нейтр среда

PH<7 – кисл среда

PH>7 – щелочная среда

Индикаторы – слабые органические кислоты или основания, которые меняют окраску при изменении величины рН

46. Гидролиз солей. Разобрать конкретные примеры. Степень и константа гидролиза.

Гидролиз солей – разложение солей под действием воды. Кислота отщепляет катион Н , а щелочь ОН (анион)

Амфолит – в-во диссоц в зависимости от кислотности (рН), может диссоц и как основная и как кислота.

Гидролиз – р-ция обратная р-ции нейтрализации

Константа гидролиза – Кr – константа равновесия гидролиза р-ции

Степень гидролиза – число гидролизованных молей воды/общее число растворенных молей соли

h зависит от Кr и концентрации, возрастая с ростом температуры и разбавлением

49. Водородный электрод. Формула нернста для электродного потенциала. Стандартный потенциал. Ряд напряжений. Посчет ЭДС элемента.

Потенциал отдельно взятого электрода измерить невозможно. В качестве эталонного эл-да, потенциал кот=0 выбран “водородный” электрод

Pt притягивает пузырьки водорода

За величину стандартного потенциала принимается потенциал металла в р-ре собств соли един концентрации измененных в стандартных условиях относительно НВЭ (норм водородного электрода)

Т.е за величину электродного потенциала принимается ЭДС гальванич элемента , составл из исслед электрода и НВЭ

Электродному потенциалу присваивается знак, одинаковый со знаком заряда данного электрода в паре с НВЭ

Например Zn в паре с НВЭ заряж отрицательно

Если все металлы выстроить в ряд по величинам их , то мы получим ряд напряженности. Вряду напряженности Н=0. Ме расп в ряду напр выше имеют <0, ниже >0

В водородном электроде протекает р-ция

2Н +2еН2

Для подсчета ЭДС гальванического элемента необх из потенциала более положит электрода вычесть потенциал менее положительного

50. Типы электродов и цепей. Концентрационные и альмагенные электроды и цепи. Окислительно-восстановительные электроды и цепи.

Хим электроды подразделяются на электроды 1го и 2го рода и газовые электроды

1) хим эл-ды 1го рода – металл, погруженный в р-р своей соли:

2) хим эл-ды 2го рода. Чаще всего это хлоросеребрянные.

3) газовый (водородный, хлорный, кислородный)

Рассм на примере водородного

Зависит не только от активн ионов в р-ре, но и от давления газов в газовой фазе

Концентрационные эл-ды и цепи:

При замык: в лев отд концентр катионов уменьш, а в правом возр до тех пор пока концентр не уравн  работа прекращ. Если поддерж разность концентраций, то эл-т будет работать сколько угодно

Амальгамные эл-ды и цепи.

Окислит-восст эл-ды и цепи

Окисл восст эл-д, материал, кот не принимает непостр участия в процессе

51. Электролиз. Последовательность разряда ионов на катоде и аноде в водных растворах. Выход по току. Привести примеры электролиза. Законы электролиза. Число Фарадея. Электрохим эквивалент. Удельный расход электроэнергии.

Электролиз – окисл-восст прцесс, протекающий при прохождении постоянного тока через р-р или расплав. На катоде восст, на аноде – окисл.

На катоде: в первую очередь восст катионы с более положительным потенциалом. С точки зрения величины стандартных потенциалов катионы металлов разделяют на 3 группы:

1) от Li до Al катодн восст в водородном р-ре добиться невозможно. Кислая среда рН<7:

2H+2eH2

2) от Mn до Fe совместн разряд металла с Н

3) Cu,Ag,Au (с положит потенциалом)

На аноде: в первую очередь окисл анионы потенц кот более электроотриц

1) анод нерастворимый:

а) галогены: Cl,Br

б) SO4, NO3 и т.д не разряжаются

в кисдой сред и нейтр

в щелочной среде:

2) Анод растворимый

В районе анода слабощелочная среда.

Законы электролиза:

1) При электролизе данного электролита кол-во вещ-ва выдел на электродах пропорционально прошедшему заряду

2) При электролизе различных электролитов один и тот же заряд выделяет кол-во в-в пропорциональных их эквивалентам

m=Iq, где время электролиза, I – сила тока,

q – электрохим эквивалент, выход по току

q=ЭФ, Э – эквивалент,Ф – число Фарадея=26.8Ач

52. Химическая и концентрационная поляризация при электролизе. Нпряжение разложения. Перенапряжение.

Если на электроды подавать постепенно увеличив напряжение, то на отрезке I продукт электролиза не наблюдается. (з-н Фарадея не соблюд) и только начиная с некоторого значения Ер ток резко возрастет и начинается нормальный процесс электролиза. Величина Ер наз напряжением разложения.

перенапряжение.Преимущественно природа - хим, связанная с замедленным разрядом ионов или концентрационная, связанная с недостаточной скоростью доставки ионов к поверхн электрода.

Наличие кислорода и водорода у Pt электродов приведет к тому, что последние начнут функционировать, как газовые электроды – в системе возникает водородно-кислородный гальванич элемент, дающий ЭДС, нагр против ЭДС Евн. Такое влияние обусл выделением продуктов электролиза и приводящее к возникновению ЭДС, напр противоположно Евн, наз поляризацией. Данная поляриз обусл хим измен на поверхности электродов и поэтому этот вид поляриз наз химическим.

Изм потенц электрода вследствие изменения концентрации тока наз концентрационной поляризацией.

53. Классификация химических источников тока. Работа марганце-цинкового и оксидо-ртутного элементов.

Классификация хим ист тока:

1) первичные (гальванические)

2) вторичные (аккумуляторы)

3) топливный элемент

1- первичные – элементы однор пользования.Восстановлению не подлежит

2- вторичные – подлежат перезарядки от внешнего источника тока.

Высокая емкость и высокое ЭДС

Делятся на кислотные и щелочные

3- топливный элемент :

«+» нетоксичны, высокий кпд

«-» малая удельная отдача

55. Щелочные аккумуляторы, процессы при заряде-разряде ЭДС.

Железо-никелевый аккумулятор

«+» постоянства ЭДС при разряде. Большой срок службы

«-» невысокая емкость. Невысокий заряд

Кроме железо-ник аккумулятора сущ и серебряно-цинковые и щелочные аккумуляторы

56. Топливные элементы. Электрохимический генератор. Работа водородно-кислородного топливного элемента.

Топл элем – сжигание происх электрохимически

Требования: 1) устойчив границ электрод-эл-лит

2) непрерывн подача топлива

3) беспер отвод продуктов

1,2 – газовые камеры Т=240

Давление Рн2=Ро2=75 атм

Электроды пористые, но эл-лит не просачивается за счет высокого давления. Напряжение на электродах=0,7в

Стандартное ЭДС=1,23в КПД=50%

Эл-лит (реже кислый, чаще щелочной)

57.Коррозия металлов. Классификация процессов коррозии. Атмосферная и почвенная коррозии.

Коррозия – процесс разложения металла под действием различных био-химических и биологических факторов. Физико-химич взаимодейств между металлом и средой. Происходит изменение св-в металла среды или их системы.

Классификация:

1) по механическому взаимодействию металла со средой

2) по виду коррозии среды

3) по геометрич характеру

Атмосферной коррозии подвержены металлич конструкции и изделия, кот эксплуатируют в атмосферных условиях

Повышенная влажность воздуха стимулирует анодное разрушение металла, т.к на его поверхности вследствие конденсации водяных паров образуется пленка влаги, играющая роль электропроводной среды. Присутствие в атмосфере таких газов как O2, CO2, NO2, HCl, а также копоти и пыли усиливает интенсивность коррозии в атмосферн условиях.

Почвенная коррозия представляет большую угрозу для подземных сооружений: трубопроводов, свай и т.д Особенно коррозийно опасна почва, обладающая достаточной влажностью, высокой кислотностью и хорошей электрической проводимостью

58. Химическая коррозия. Защитные пленки на поверхности металлов. Пассивация металлов.

Хим коррозия – окисл металла не сопровождающееся возникновением электр тока в системе. Это наблюдается при взаимодействии металлов с агрессивными газами при высокой температуре и органическими жидкостями неэлектролитами:

В процессе окисления на поверхности металла образуется твердая пленка оксидов. От металла к внешней поверхности пленки движутся ионы, а не атомы, т.к. они больше по размеру. Ионы О имеют большой радиус, поэтому с поверхности раздела оксид-газ в глубину пленки двигаются не ионы, а атомы кислорода, кот в пленке ионизируется и, встречаясь и ионами металла, образуют оксиды. Толщина пленки пропорц времени окисления: kt, где

толщина пленки

k – const

t – время окисления

20. Зависимость теплового эффекта процесса от температуры (з-н Кирхгоффа). Точные и приближенные методы расчета dH и dU

dU=U2-U1

dH=H2-H1

d(dU)/dT|V=dU2/dT-dU1/dT=C2-C1=dCv

d(dH)/dT|P=dH2/dT-dH1/dT=Cp2-Cp1=dCp

диф вид: d(dU)/dT=dCv

d(dH)/dT=dCp

Температурный коэф теплового процесса равен изменению теплоемкости происходящей в результате этого процесса.

Интегральный вид:

22. Свободная энергия Гиббса и свободная энергия Гельмгольца. Связанная энергия. Условия самопроизв протекания при постоянстве P и T и V и T. Зависимость ф-ции G и F от температуры. Энтропия одного моля ид газа.

TdS>dU+PdV TdS>dU+dA : dA<TdS-dU

В случае T=const: dAм+PdV<-d(U-TS)

F|V,T=U-TS ф-ция состояния

F-свободная энергия Гельм-Гольца (изохорно-изотермического потенциала)

U=F+TS, где TS – связанная энергия

При необр протекании процесса, работа соверш системой равна убыли своб системы за вычитом работы против сил внешн воздействия

V=const dAм=0 dF|V,T<0

Изобарно-изотермические условия:

dAм+PdV<-d(F+PV)

G=F+PV=U-TS+PV=H-TS – свободная энергия Гиббса

dAм=0 dG|P,T<0 dG=0 – равновесн dG>0 - 

F=U-TS dF=U-TdS

G=H-TS dG=H-TdS

dF/dT=dU/dT|V-S-dS/dT|V*T=Cv-S-Cv=-S

dG/dT|p=dH/dT|p-S-dS/dT|p=Cp-S-Cp=S

dF/dT|v=-S dG/dT|p=-S

F=U-T(dF/dT)|v dF=dU-T(d(dF)/dT)|v

G=H-T(dG/dT)|p dG=dH-T(d(dG)/dT)|p

Энтропия 1 моля идеального газа:

2 нач термодин: dS=dq/dT

dS=dU/T+dA/T=CvdT/T+PdV/T

SCvlnT+RlnV+S0 PV=RT

1. V=const, T увелич dS=S2-S1=Cvln(T2/T1)

2. T=const, V увелич dS=S2-S1=Rln(V2/V1)

47.Возникновение скачка потенциала на границе «металл-раствор». Равновесный потенциал. Двойной электрический слой. Медно-цинковый гальванический элемент. Процессы на электродах. ЭДС как алгебраическая сумма скачков потенциалов.

54. Свинцовый (кислотный) аккумулятор. Процессы при разряде и заряде, влияние примесей, ЭДС.

На ребристых пластинах нанесена паста (обмазка):

PbO+H2SO4PbSO4+H2O

(-) PbSO4 | H2SO4 и H2O | PbSO4 (+)

Важна чистота свинца: если свинец грязный, то водород будет заряжаться без перенапряжения и аккумулятор не зарядится.

Заряд: Катод: PbSO4+2e+2H Pb+H2SO4 губ. Pb

Анод: PbSO4 –2e+SO4+2H2OPbO2+2H2O

В процессе заряда концентрация H2SO4 повышается

Разряд: (-) PbSO4 | H2SO4 H2O | PbSO4 (+)

- Pb –2e +SO4  PbSO4

+ PbO2 +2e +2H +H2SO4 PbSO4 +2H2O

«» разряд «» заряд

Очень вредно попадание железа в электролит железа, кот приводит к разряду аккумулятора

Emax зарядки=-2,5в

Emax разрядки=-1,85в

«+» высокий коэф отдачи 50% высокий заряд ЭДС высокая емкость

«-» большая масса относительно малый срок службы непост ЭДС во время разряда.

60. Основные методы борьбы с коррозией. Протекторная защита. Электрозащита. Ингибиторы коррозии.

Основные методы борьбы:

1) применение химически стойких сплавов

использование металлов, образующих на своем покрытии защитную пленку или металлов, имеющих высокий электродный потенциал

2) обработка коррозийной среды

используется, если изделие используется в ограниченном объеме жидкости. Метод состоит в удалении из р-ра растворенного кислорода (деаэрация) или добавлении к р-ру вещ-в, замедляющих коррозию (ингибиторов)

Пример ингибиторов: хромат, дихромат калия, фосфаты натрия.

Это защитное действие обусловлено тем, что мол-лы или ионы вещ-в адсорбируются на поверхности металла и каталитически снижают скорость коррозии

3) защита поверхности металла покрытиями

покрытия представляют собой защитные оксидные и солевые пленки

4) электрохимические методы

катодная защита – защищаемая деталь подключается к отр полюсу источника и становится катодом, в кач-ве анодов используются куски железа. При опр силе тока на изделии происходит восстановление окислителя, а окисляется вещ-во анода

метод протекторов – присоединение к защищаемому металлу большого листа, изготовленного из другого более активного металла – протектора. При хорошем контакте металлы оказывают поляризующее действие. Вследствие этого: протектор – анод, а изделие – катод. Анод – окисляется, а катод – восстанавливается.

32. Диаграмма плавкости бинарной системы с устойчивым и неустойчивым химическим соединением.