ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 08.04.2024
Просмотров: 43
Скачиваний: 0
Полное ионное уравнение Zn+2 +2OH- + Na+ + S-2 → Na++ OH- + Zn S↓ Краткое ионное уравнение Zn+2 + S-2 → Zn S↓
1.23. Электрохимическая реакция – ОВР в электрическом поле, создаваемом электродами с выделением на электродах веществ. Электроды — проводники, соединённые с полюсами источника электрической энергии. Анодом при электролизе называется положительный электрод, катодом — отрицательный. Положительные ионы — катионы — ионы металлов, водородные ионы, ионы аммония и др.) — движутся к катоду, отрицательные ионы — анионы — (ионы кислотных остатков и гидроксильной группы) — движутся к аноду. 1.24. Основные закономерности электрохимического процесса: 1. Восстанавливаются на катоде металлы, стоящие в Электрохимическом ряду активности http://ru.wikipedia.org/wiki/ (ряд напряжений, стандартных электродных потенциалов) металлов до Тi: только из расплавов. Для менее активных металлов от Тi (включительно) до Pb- конкурирующие реакции, выделение водорода, и выделение металла в чистом виде одновременно. Не активные металлы, стоящие правее водорода легко разряжаются и восстанавливается только металл. 2. На аноде легко окисляются OH−, Cl−, Br−, I−, S2−. Тяжело окисляются (только из расплавов) PO43−, CO32−, SO42−, NO3−, NO2−, ClO4−, F−. В водном растворе электролизу подвергается вода с выделением кислорода.
Li→Rb→K→Ba→Sr→Ca→Na→Mg→Al→Тi→Mn→Zn→Cr→Fe→Cd→Co→Ni→Sn→Pb→H→Sb→Bi→Cu→Hg→Ag→Pd→Pt→Au
|
Раствор соли активного металла и бескислородной кислотыNaCl ↔ Na+ + Cl−K(-): 2H2O + 2e = H2 + 2OH−A(+): Cl− — 1e = Cl0; Cl0+Cl0=Cl2 Вывод: 2NaCl + 2H2O(электролиз) → H2 + Cl2 +2NaOH Раствор соли менее активного металла и бескислородной кислоты ZnCl2 ↔ Zn2+ + 2Cl−K"катод"(-): Zn2+ + 2e = Zn0 A"анод"(+): 2Cl− — 2e = 2Cl0 Вывод: ZnCl2 (электролиз) → Zn + Cl2 Раствор соли активного металла и кислородсодержащей кислоты Na2SO4↔2Na++SO42−K(-): 2H2O + 2e = H2 + 2OH−A(+): 2H2O — 4e = O2 + 4H+ Вывод: 2H2O (электролиз) → 2H2 + O2 |
Расплав соли активного металла и бескислородной кислоты NaCl ↔ Na+ + Cl− K(-): Na+ + 1e = Na0 A(+): Cl− — 1e = Cl0; Cl0+Cl0=Cl2 Вывод: 2NaCl → (электролиз) 2Na + Cl2 Расплав гидроксида: активный металл и гидроксид-ион NaOH ↔ Na+ + OH− K(-): Na+ +1e =Na0 A(+): 4OH− −4e =2H2O + O2 Вывод: 4NaOH → (электролиз) 4Na + 2H2O + O2 Расплав соли активного металла и кислородосодержащей кислотыNa2SO4↔2Na++SO42−K(-): 2Na+ +2e =2Na0 A(+): 2SO42− −4e =2SO3+O2 Вывод: 2Na2SO4 → (электролиз) 4Na + 2SO3 + O2 |
ЕДС гальванического элемента ΔE = Eкатода - Eанода; E = E0 + [RT/(z*F)]*ln[C], где E0 – стандартный электродный потенциал, R = 8,31 Дж моль К, z – число электронов ОВР; F = 96485,34 Кл∙моль-1 С – молярная концентрация, http://www.xumuk.ru/galvanopara/ Тема 3.
1.25. Моль «ню» или n «эн» - количество вещества, которое содержит Авогадрово число (Число Авогадро NА=6,02 1023 моль-1) структурных единиц (молекул, атомов, ионов и др.). «ню»= m/ М = N/ NА (отношение массы к молярной массе или числа молекул к числу Авогадро) Молярная масса (М) – масса одного моля вещества, г/моль. Численно равна относительной молекулярной массе (Мr), показывающей во сколько раз масса молекулы, больше 1/12 массы атома углерода изотопа 12С, равной 1,66 10-27 кг (безразмерная). Например (Сl2) = 70 г/моль; r (Сl2) = 70.
1.26. Молярная масса эквивалента Мэ = молярной массе вещества, поделенной на эквивалент э. Эквивалент (э) – реальная или условная частица вещества, которая в данной реакции реагирует с одним атомом или ионом водорода, или одним электроном (в ОВР): Н3РО4+3NаОН=Nа3РО4+ 3Н2О, Э= 3; Н3РО4+NаОН=NаН2РО4+ 3Н2О, Э = 1. Для кислот Э =основности, т.е. числу атомов Н; для оснований Э = числу гидроксильных групп ОН; для солей и оксидов Э = произведению числа атомов (металла) и валентности металла; для простых веществ Э = произведению числа атомов и валентности. Например: Э (H2SO4) = 2; Э (Аl(OH)3)= 3; Э (Аl2III(SO4)3) = 2 III = 6; Э (O2II) = 2 II = 4. Мэ = M/Э, например: Мэ (H2SO4) = 98/2 = 49 г/моль.
Тема 4.
1.27. Закон постоянства состава: каждое вещество, каким бы способом оно ни было получено, всегда имеет один и тот же качественный и количественный состав и свойства (дальтониды). Есть вещества исключения (бертолиды).
Закон кратных отношений. Установлен Дальтоном в 1803г. В случае, когда два элемента образуют между собой несколько химических соединений, тогда имеет место отношение массы одного из элементов, приходящееся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, как небольших целых чисел. Таким образом, элементы способны входить в состав соединений только в определенных пропорциях.
1.28. Закон Авогадро: в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температура и давление) содержится одинаковое число молекул.
Следствия из закона Авогадро:
1) При нормальных условиях н.у. (Т = 273,15 К, р = 1,01 Па) 1 моль любого газа занимает объем V0 = 22,4 л (молярный объем газа). «ню»= v/ v0. (отношение объема и молярного объема газа).
2) Плотность одного газа (x) по другому (y) равна отношению молярных масс этих газов, или отношениию их масс, взятых при одинаковых условиях: Dy(x) = М x/Мy= m x/my.
Уравнение Клапейрона-Менделеева для идеальных газов в условиях отличных от н.у.: РV = RТ, где R- универсальная газовая постоянная = 8,31 Дж/моль К; Р - давление в Па; V – объем в м3; Т – температура в Кельвинах (К). Перевод давления в к Па через пропорцию: 750 мм. рт .ст.= 1 атм = 101,3 кПа.
1.29. Закон сохранения массы и энергии: в изолированной системе сумма масс и энергий постоянна. Между массой и энергией существует взаимосвязь по уравнению А. Эйнштейна. Е = mс2. Закон сохранения массы: масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе всех продуктов реакции (Ломоносов М.В., 1848).
1.30. Закон эквивалентов (есть три формы: через массы веществ, через массовые доли элементов в веществе, через молярные концентрации эквивалента):
1. Массы веществ m в химическом превращении относятся друг к другу как же, как их молярные массы эквивалентов Мэ:
2. Массовые доли W элементов в сложном веществе относятся друг к другу как же, как их молярные массы эквивалентов Мэ:
3. Молярные концентрации эквивалента растворов Cэ в реакции нейтрализации обратно пропорциональны объемам этих растворов V:
|
m1 Мэ1 --- = --- m2 Мэ2
|
W1 Мэ1 --- = --- W2 Мэ2
|
Сэ1 V2 ---- = ------ Сэ2 V1 |
ГЛОССАРИЙ КУРСА (термины и определения, теза́урус)
ВГМХА, 2013-2014 уч. год. Модуль 1. Теоретическая неорганическая химия.
(Коллоквиум 1 состоит из 24 групп понятий и терминов).
Cост. Полянская И. (гиперссылки для выполнения индивидуальных проектов) Тема 1
2.1. Размеры, заряды и массы атомов и нуклонов. Атомы и имеют диаметр порядка
10-10 м размер ядра 10-15 м. Число протонов в ядре р равно числу электронов е электронейтрального атома р = е
Заряд, Кл Масса, г
р + 1,6∙ 10 -19 1,67∙ 10 -24
n 0 1,67∙ 10 -24
е - - 1,6∙ 10 -19 9,10∙ 10 -28
2.2. Атомная орбиталь - часть атомного пространства, где вероятность пребывания электрона составляет свыше 90%. Поскольку масса электрона ≈ в 1840 раз меньше массы протона и нейтрона, то масса атома (его массовое число) определяют протоны р и нейтроны n: М= р+ n.
2.3. Современные представления о строении атома формулируются в соответствии с принципом наименьшей энергии, правило Клечковского, принципом Паули и правилом Гунда.
Принцип наименьшей энергии. Электроны в невозбуждённом атоме распределяются по энергетическим уровням так, чтобы их суммарная энергия была минимальна. Максимальное число электронов на подуровне еl =2(2l+1); уровне еn = 2n2
Правило Клечковского. Заполнение энергетических подуровней происходит от подуровней с более низкого энергетического уровня в порядке: 1s<2s<2р<3s<3р<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f≈5d<6p<7s<5f ≈6d<6р
Квантовые числа Главное n – определяет энергию (номер) уровня; орбитальное l «эль»– определяет энергию и форму атомной орбитали подуровня; магнитное ml – характеризует число атомных орбиталей в подуровне; спиновое ms – характеризует направление собственного момента количества движения электрона; ms ±=1/ 2. n = 1(К), 2(L), 3(M), 4(N), 5(O), 6(P), 7(Q)…∞
l = 0(s), 1(p), 2(d), 3(f), 4(q)…(n-1); ml = -l,…,-1,0,+1,…+l.
|
|
Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором значений всех четырёх квантовых чисел. Правило Гунда. Заполнение электронами подуровня осуществляется таким образом, чтобы спиновое число было максимальным. Уравнение Луи Де Бройля, λ=h/v, где h=6.36 1034 (постоянная Планка). Уравнение Планка Энергия электронов в атоме квантуется, Е = h۷, частота- ۷ . |
2.4. Периодический закон Д.И. Менделеева Свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда атомных ядер элементов. 2.5. Атомы с различным числом протонов и нейтронов, но с одинаковой их суммой называются изобарами. Атомы с одинаковым числом нейтронов – изотонами (n1=n2), с одинаковым числом протонов – изотопами (p1=p2). В ряду атомов 4020Са, 4220Са, 4018Аr, 4029К изотопы - 4020Са (20 р, 20 n), 4220Са (20 р, 22 n). изотоны - 4220Са (20 р, 22 n), 4018Аr (18 р, 22 n), изобары - 4020Са (20 р, 20 n), 4018Аr (18 р, 22 n), 4029К (19 р, 21 n).
2.6. Сродство к электрону Еср - энергия, выделяющаяся при присоеди-нении электрона атомом с образованием аниона. Количественная мера неметаличности атома. Энергия ионизации атомов Еион - энергия, необходимая для отрыва электрона от атома с образованием катиона. Наименьшая у щелочных металлов. Атомы объединяются в молекулы посредством химической связи. А + е- = А- + Еср ; А + Еион = А+ + е- 2.7. Причина образования хим. связи – при сближении атомов между их внешними валентными электронами с противоположными спинами происходит притяжение с уменьшением энергии системы, следовательно образование хим. связи сопровождается выделением, а разрыв - поглощением энергии. Энергия связи – энергия, выделяющаяся в процессе образования связи (Есв, кДж/моль) и длина связи – расстояние между центами ядер соединяемых атомов, (rсв, пм) характеризуют её прочность.