.

Химия

Язык: русский
Формат: реферат
Тип документа: Word Doc
0 772
Скачать документ

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.,?G0-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. ?H0 ?S ? 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]?*[B]?? , K х.р.=1-хим.равновес.,К
х.р.>1-пр.р.,К х.р.0;

2.Дифузия частиц растворён. веществ сквозь частицы раствора ?Н диф.? 0;
3.Процесс гидратации ?Н гидр.30% – сильн. эл.,
?[ОН?] кислая
среда(рН7)

рH=-lg[Н?] pOH=-lg[ОН?] 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?+S?? pH>7

Ступень I. S??+H?OH??(HS)?+OH?
2K?+S??+HOH?(HS)?+OH?+2K?

К2S+HOH?KHS+KOH

Ступень II. (HS)?+HOH?H2S+OH?

K? +(HS)?+HOH?H2S+OH?+K?

KHS+HOH?H2S+KOH MgCl2?Mg??+2Cl? pH? вост., ? = ? окисл.– ? 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
?(Н?2/2Н?), а второй измеряемый.

Возникающая при этом ЭДС и есть величина потенциала. ? = ? измер.
— ?(Н?2/2Н?) –эталонный

Устройство медно-цинкового гальванического элемента.

?(Zn?/Zn)=-0.76 В

?(Сu?/Cu??)=+0.34 B

? = ? окисл.– ? вост=1.1 В

Анодный процесс: Zn?-2??Zn?? анод – восстановитель

Катодный процесс: Cu?? +2??Сu? катод –
окислитель

Zn?+ Cu??= Zn??+Сu?

(-)(A) Zn?| ZnSO4 ;1M||CuSO4 ;1M|Cu (K)(+)

Потенциал зависит от t, С, от природы ок-ва.

Если конц. отлич. от стандарт., то потенц. рассчит. по прав. Нернста:
?(OX/Red)=??(OX/Red)+(RT/nF)*ln([OX]/[Red])

OX – окисл. форма, Red – вост. форма, RT/F=0.059, n – число электронов

?(Ме??/Ме)= ??( Ме??/Ме)+(0.059/n)*lg[Ме??] Пример. Ag|AgNO3 ;1M||
AgNO3 ;0.01M|Ag

?(Ag?/Ag)=0.8+(0.059/1)*lg 10??=0.692 B

Взаимодействие Ме с окислит (кисл., щел., вода).

Взаимодействие Ме с водой. Взаимодействие Ме с раств. щелочью.
Взаимодействие Ме с кислотами.

Вост. воды 2H2O+2??H2+2OH?

Mg+H2O?

?(Mg(OH)2/Mg)=-2.36

?(H2O/H2)=-0.413 ? окисл.>? вост – реакция идёт

1|Mg?+2H2O – 2??Mg(OH)2+2H?

1|2H2O+2??H2+2OH? _

Mg+4H2O?Mg(OH)2+H2+2H?+2OH?

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?

?(AlO2?/Al)=-2.36

?(Al2O/H2)=-0.827 ? окисл.>? вост – ре-акция идёт

2|Al?+4OH? – 3?? AlO2?+2H2O

3|2H2O+2??H2+2OH? _

2Al+8OH?+6H2O ?2AlO2?+4H2O+3H2+6OH?

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

?(H/2H?)=0 ?(Ме)1

SO4??? H2S

SO4???S

SO4???SO2

2. Ме+HNO3 р?МеNO3+H2O+пр. вост. кисл. ост.

Li-Zn (NH4?,NH4NO3) Cr-H(N2O) после Н(NO)

?(NO3?)>1

3. Ме+HNO3 к ? МеNO3 + H2O + пр. в кисл.ост.

Li-Zn (NO) Zn-(NO2)

Пример. Au+3V HCl+HNO3?AuCl3+NO2+H2O

Нек. Ме пассивируют под действием холодных кислот: H2SO4 – Fe , Ti ;
HNO3 – Cr

Коррозия Ме – самопроизв. разрушен. Ме под дейсвием агрессивной
окружающей среды.

По элементам разрушен. различают:

хим. коррозию эл.-хим. коррозию

Под действ. с сухими газами при t?(газовая) или с жидк. не электролитами

Ме+О2 , CO2 , CO , SO3 , Гг(галогены) ?разр.

Ме+неэлектролиты

Скорость хим. коррозии зависит от природы Ме, свойств продукта окислен.,
t? При взаимод. Ме с жидк. электрол., с влажн. Воздухом и почвой

Поверхность Ме покрыта коррозионными гальвано парами (КГП)

Причины взаимодействия коразионных гальванопар: 1.Контакт Ме разн.
активн.

2.Хим. неоднородность Ме

3.Неоднородность электролита

4.Неоднородность механического напряжения внутри

5.Блуждающие эл. токи.

Основные положения теории: 1.Коррозия происходит в том сл., если ? ме.>
? окисл.

2.наличие деполяризатора(окислителя)

Процесс деполяризации – отвод электронов с катодных участков при
эл.-хим. коррозии веществами деполяризаторами.

Водородная деполяризация 2H?+2??H2 в кисл. среде
\

2H2O+2??H2+2OH? нейтр., щелочной / – вод. деп.

Кислотная деполяризация O2 +2H2O+2??4OH? нейтр., щелочной \

O2 +4H?+4??2H2O кисл. / -кис. деп.

Методы защиты Ме от коррозии.

Покрытия(защитные)

Металлические

1.1.1 Катодные ? защ.ме. ? покр. (? Fе>? Au)

Неметаллические покрытия

Хим. покрытие (обраб. спец. реагентом с образ.защитной плёнки)

Неорганическое покрытие

Органическое покрытие

Электрохимические методы (искусственно созд. коррозийной гальвано пары)

2.1 Протекторная защита ? ме.

Нашли опечатку? Выделите и нажмите CTRL+Enter

Похожие документы
Обсуждение

Оставить комментарий

avatar
  Подписаться  
Уведомление о
Заказать реферат!
UkrReferat.com. Всі права захищені. 2000-2020