Растворы

Коллегативные свойства растворов - свойства раствора связанные друг с другом и обусловленные общими причинами, главным из которых является число растворенных частиц в растворе.

К таким свойствам относятся: понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором, увеличение температуры кипения, уменьшение температуры кристаллизации, осмотическое давление

I закон Рауля

Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворимого вещества

А – растворитель В – растворенное вещество

p_A–давление насыщ пара с растворителем над растворителем p_A–давление насыщ пара с растворителем над раствором

Следствие понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором является понижением температур кристаллизации и повышения температур кипения

Депрессия кипения или кристаллизации (ΔT_кр, ΔT_кип) прямо пропорциональна концентрации растворенного вещества

 моляльная масса

Е (эбуллиоскопическая константа) характеризует свойства растворителя и численно равна депрессии кипения одномолярного раствора

E_H2O=0,52⁰

К (клиоскопическая константа) характеризует свойства растворителя и численно равна понижению температуры кристаллизации одномолярного раствора.

K_H2O=1,86⁰

Депрессия кипения и кристаллизации величины положительные

Е и К связаны с температурой кипения и кристаллизации растворителя, а также с их удельной теплотой парообразования и плавления соответственно

Измеряя температуру кипения и температуру кристаллизации можно определить молекулярную массу растворенного вещества

Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении

Растворы электролитов, содержат в заметных концентрациях ионы-катионы и анионы, образующиеся в результате электролитической диссоциации молекул растворенного в-ва

Количественный процесс диссоциации характеризуется степенью диссоциации и константой диссоциации

Степень диссоциации (ионизации) [] – отношение числа молекул распавшихся на ионы к общему числу молекул.

Константа диссоциации описывает равновесие процессов диссоциации и определяется законом действующих масс

CH₃COOHCH₃COO^–+H⁺

Используя  можно записать:

[CH₃COO^–]=[H⁺]=C_{0, кисл}

[CH₃COOH]=C_{0, к-ты}- C_{0, к-ты}=(1-)C_{0, к-ты}

Если заменить концентрацию через разведение С=1/V

Если <3%1-1

С разведением раствора слабого электролита степень его диссоциации возрастает. Сильные электролиты этому закону не подчиняются. Было установлено, что вычисляемая по этому уравнению константа диссоциации зависит от концентрации раствора; увеличение концентрации ионов в растворе вызывает увеличение интенсивности их взаимодействия между собой и с растворителем.

Отклонение от идеальных растворов учитывают с помощью коэффициента активности γ.

Коэффициент активности (γ) показывает во сколько раз активность раствора или его эффективная концентрация отличается от общей концентрации вещества.

Классическая константа диссоциации записывается с учетом коэффициента активности

Произведение растворимости

В технике часто используют системы, состоящие из труднорастворимого электролита в виде осадка и раствора над ним. В таких системах устанавливается равновесие.

AgCl_(тв)Ag_(р-р)⁺+Cl_(р-р)^–

Активность чистой твердой фазы, при каждой данной температуре является константой

, где (ПР) – произведение растворимостей

Постоянство произведения растворимости не означает, что активность ионов электролита в растворе должна быть неизменной

При добавлении к раствору хлорида серебра нитрата серебра, которые содержат одноименные ионы, увеличивается скорость обратной реакции, и часть ионов серебра выпадает в виде осадка.

AgNO₃Ag⁺+NO₃^–

При этом соблюдается следующее условие: Произведение концентрации ионов в растворе больше произведения растворимостей

Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора:

Здесь К — константа диссоциации электролита, с — концентрация, λ и λ∞ — значения эквивалентной электропроводности соответственно при концентрации с и при бесконечном разбавлении. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства

где α — степень диссоциации.

Гидролиз

-//- - реакция ионного обмена соли и воды, в результате которого образуется малодис соединение

Фазовое равновесие

1 Общие принципы построения диаграмм.

Принцип непрерывности -- При непрерывном изменении параметров определяющих состояние системы, свойства ее отдельных фаз меняются непрерывно до тех пор, пока не изменится число или характер фаз. При появлении новых фаз или исчезновении старых свойства меняются скачком

Принцип соответствия -- Каждой фазе на диаграмме соответствует определенный геометрический образ: точка, линия или плоскость.

2 Диаграмма состояния однокомпонентной системы

На фазовых диаграммах однокомпонентных систем поля, по правилу фаз, соответствуют однофазным состояниям, линии, разграничивающие их — двухфазным, точки пересечения линий — трёхфазным 

3 Правило Гиббса

Фаза – совокупность гомогенных частей системы одинаковых по составу химическому составу и физическим свойствам и отделенных от других частей системы поверхностью раздела.

Равновесие между фазами в гетерогенной системе называется гетерогенным или фазовым равновесием, особенностью многофазовых систем является равенство химических потенциалов веществ, температур и давлений во всех фазах

парообразование

конденсация

Компонент – индивидуальное химическое вещество, которое является составной частью системы, может быть выделенным из нее и может существовать самостоятельно

Число компонентов – наименьшее число индивидуальных химических веществ, необходимых для образования всех фаз в гетерогенной системе и для математического описания любой фазы.

Состояние системы характеризуется числом свободы или вариантностью системы

Пусть n-фаз содержит k-компонентов, а состояние каждой фазы определяется числом компонентов

С=К-Ф+2 (закон фазового равновесия, правило Гиббса)

Число степеней свободы равновесной термодинамической системы, на которую влияют только температура и давление равно числу независимых компонентов минус число фаз плюс 2

Число степеней свободы характеризует число независимых переменных, которые можно произвольно менять в определенных пределах без изменения числа и агрегатного состояния фаз в системе

Для конденсированных систем закон Гиббса имеет вид С=К-Ф+1

4 Диаграммы состояния бинарной системы

с эвтектическим превращением

5 Правило рычага

Отношение масс равновесных фаз обр. проп. Отношению длин отрезков ,на которые коннода делится точкой общего состава системы.

6 Закон распределения

Закон распределения—если система состоит из двух не растворимых жидкостей, добавив третий компонент, он распределится в них в соответствии со своей растворимостью в некотором соотношении. При построении t и Р установится базовое равновесие, обязательным условием которого является равенство хим. Потенциалов третьего компонента в обеих фазах.

7 Экстракция

Экстракция- процесс извлечения в-ва раствора в одном растворителе другим растворителем (экстрагентом), и котором извлекаемое в-во растворяется лучше и который не смеш. и не растворяется в первом растворителе.

Если весь экстраген добавить в один раз, экстракция называется однократной, если объём делить на несколько частей- дробной.

Электрохимия

1 Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции

Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции, ОВР, редокс — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.

Сте́пень окисле́ния — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций, численная величина электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов.

Окисли́тель — вещество, в состав которого входят атомы, присоединяющие во время химической реакции электроны, иными словами, окислитель — это акцептор электронов.

Восстановитель - это вещество или химический элемент, отдающие электроны в окислительно-восстановительной реакции.

Мера редокс способности

A_ox + n·e⁻ → A_red,

Условия и направления-----

2 Электрод и т.д.

Электрод-гетерогенная эл-хим система состоящая из электронно-проводящей фазы (металл или полупроводник), к-ая находится в контакте с ионным проводником. На границе раздела фаз происходит электродный процесс

Электродный процесс - реакция между компонентами фаз, в результате к-ой происходит переход электрических зарядов из одной фазы в др. Каждая фаза при этом приобретает заряд и на границе их раздела двойной электрический слой, к-ому соответствует электродный пот-л.

Пот-л определяющий процессы – окис-вос реакции, протекающие на электродах Ох+ne=Red

Различают обратимые и необратимые элеткроды

Обратимые – на поверхности к-х происходит одна и та же реакция, но в различных направлениях при пропуске тока в различных направлениях.

Необратимые – на поверх-сти к-х при пропускании тока в различных направлениях происходят процессы, не являющиеся обратными друг другу.

Из обратимых электродов составляются обратимые эл-хим пары, к-ые наз гальваническими элементами.

Электро́дный потенциа́л — разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электролита).

3 Уравнение Нернста

Рассмотрим обратимый электрод, работающий при постоянной температуре и давлении.

Для обратимого изотермического процесса справедливо уравнение изотермы реакции – ΔG=-RT·lnK+RT·lnK

Изменение изобарно-изотермического пот-ла=максимальной положительной работе.

При Т=const активность твёрдой фазы величина=const близкая к 1

Уравнение Нернста из расчёта пот-ла электрода меньше обратимого относ катиона.

Уравнение расчёта пот-ла электрода обратимого относ аниона.

ЭДС гальванического элемента опр предельное значение разности пот-лов, когда ток через него стремится к 0

4 Классификация электродов и цепей

1 рода:

~ металл или неметалл, погруженные в раствор, содержащий его ионы

К ним относят: электроды обратимые относительно катиона, электроды обратимые относительно аниона, амальгамные электроды и т.д.

2 рода:

~ сложные системы, состоящие из металлов, покрытые слоем его труднорастворимого соединения и погружённого в раствор электролита, содержащего тот же анион, что и труднорастворимое соединение

к ним относятся: калонейные, ионоселективные электроды.

Классификация эл-хим цепей

Два основных вида:

1. химические

2. концентрационные

1. химические состоят из электродов, пот-лы, определяющие реакции к-х различны

а) простые: в них оба эл-да погружены в р-р одного и того же электролита и в них отсутствует диффузионный пот-л.

б) сложные: имеют границу раздела между двумя растворами , в которые погружаются электроды. На границе раздела растворов возникает диффузионный пот-л

концентрационные состоят из электродов с одинаковыми пот-лами определяющими реакциями, которые отличаются друг от друга активностью участвующих в них вещ-в

а) 1 рода: состоят из 2 одинаковых по природе электродов, которые различаются активностью, но погруженных в один и тот же раствор электролита.

б) 2 рода: состоят из двух одинаковых электродов, но погруженных в 2 раствора одного и того же электролита с различной активностью ионов.

5 Элктролиз

Электро́лиз — физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных реакций на электродах, который возникает при прохождении электрического тока через раствор, либо расплав электролита.

1-ый закон Фарадея

Масса в-ва выдел-ся на электроде при электролизе прямо пропорциональна кол-ву эл-ва прошедшего через раствор или расплав электролита

m=k*Q Q=Ir

Второй закон электролиза Фарадея: для данного количества электричества (электрического заряда) масса химического элемента, осаждённого на электроде, прямо пропорциональна эквивалентной массе элемента. Эквивалентной массой вещества является его молярная масса, делённая на целое число, зависящее от химической реакции, в которой участвует вещество.

6 Коррозия

Коррозия- это самопроизвольный процесс разрушения металла под действием окружающей среды.

По механизму коррозию разделяют на химическую(газовую и жадкостную) и электрохимическую.

Разрушение металла под воздействием возникающих в коррозионной среде гальванических элементов называют электрохимической коррозией.

Химическая коррозия — взаимодействие поверхности металла с коррозионно-активной средой, не сопровождающееся возникновением электрохимических процессов на границе фаз. 

Водородная и кислородная коррозия

Если происходит восстановление ионов H₃O⁺ или молекул воды H₂O, говорят о водородной коррозии или коррозии с водородной деполяризацией. Восстановление ионов происходит по следующей схеме:

2H₃O⁺ + 2e⁻ → 2H₂O + H₂ или 2H₂O + 2e⁻ → 2OH⁻ + H₂

Если водород не выделяется, что часто происходит в нейтральной или сильно щелочной среде, происходит восстановление кислорода и здесь говорят о кислородной коррозии или коррозии с кислородной деполяризацией: O₂ + 2H₂O + 4e⁻ → 4OH⁻

Коррозионный элемент может образовываться не только при соприкосновении двух различных металлов. Коррозионный элемент образуется и в случае одного металла, если, например, структура поверхности неоднородна.

Методы Защиты: изменение состава стеды и Применение ингибиторов.

Строение атома

1 Планетарая и квант-мех теории строения.

Планетарная модель атома, или модель Резерфорда, - историческая модель строения атома, которую предложил Эрнест Резерфорд в результате эксперимента с рассеиванием альфа-частиц. По этой модели атом состоит из небольшого положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена почти вся масса атома, вокруг которого движутся электроны, - подобно тому, как планеты движутся вокруг Солнца.

Квант-мех, теория- Электрон в атоме не движется по определенной траектории, а может находится в любой части около ядерного пространства, та часть пространства в которой электрон находится с макс вероятностью называется орбиталью.

n-(главное квантовое число) характеризует общую энергию электрона.

l-(побочное) характеризует форму орбитали.

m-(магнитное) характеризует направление орбиталей в пространстве.

S-спин электрона.

2 Принципы заполнения орбиталей

1. Принцип Паули- в атоме не может быть двух электронов у которых все квантовые числа одинаковы.

2. Принцип наименьшей энергии- в основном состоянии атома каждый электрон располагается так чтобы энергия была минимальной.

3. правила Ключевского- При увеличении заряда ядра атома последовательность заполнения эл. Орбиталей, происходит от орбиталей с наименьшим значением суммы (n+l) к большей

При одинаковом значении этой суммы заполнение происходит в направлении увеличения n

4. Правило Хунда- Заполнение эл. подуровней осуществляется таким образом, что бы спин был max.

3 Ковалентная связь

Ковалентная связь (атомная связь, гомеополярная связь) — химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) пары валентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называются общей электронной парой.

Характеристики:

Энергия связи- кол-во энергии выделяемой при образовании хим связи.

Длина- кратчайшее расстояние между центрами атомов

Полярность- неравномерность распределения общего электронного облака между центрами связ атомов

Электроотрицательность- способность элемента притягивать общую электронную пару.

Пи-связь (π-связь) — ковалентная связь, образующаяся перекрыванием p-атомных орбиталей.

σ-связь(сигма-связь) — ковалентная связь, образующаяся перекрыванием электронных облаков «по осевой линии». Связь, образующаяся при перекрывании гибридных орбиталей вдоль линии, соединяющей ядра атома.

4 Ионная связь

Ионная связь- предельный случай поляризации ковалентной связи, когда один атом отдаёт, а другой принимает общую электронную пару.

Sp гибридизация- Происходит при смешивании одной s- и одной p-орбиталей.

Sp2- Происходит при смешивании одной s- и двух p-орбиталей.

Sp3-Происходит при смешивании одной s- и трех p-орбиталей,