- •Лекции по общей химии Введение.
- •Основные законы химии.
- •Стехиометрические законы.
- •Газовые законы.
- •3. Уравнение состояния идеального газа (Клапейрона-Менделеева).
- •Строение атома
- •Квантово-механическая модель строения атома
- •Лекция 3. Периодический закон и электронные конфигурации атомов.
- •Радиусы атомов. Потенциал ионизации. Сродство к электрону. Электроотрицательность.
- •Лекции 2, 3 Химическая связь. Метод молекулярных орбиталей (ммо).
- •Рассмотрим молекулы нf и ВеН2, в которых имеет место образование несвязывающих мо. Сравнение методов мвс и ммо.
- •О валентности.
- •Металлическая связь.
- •Ионная связь.
- •Водородная связь.
- •Межмолекулярные взаимодействия.
- •Взаимосвязь между типом хс и свойствами веществ.
- •Стеклообразное состояние вещества.
- •Применение процессов возбуждения электронов для практических целей.
- •Основы химической термоднамики. Функции состояния.
- •Внутренняя энергия
- •Энтальпия.
- •Энтропия.
- •2 Закон (Начало)т/д: в изолированной системе самопроизвольно протекают только такие процессы, которые ведут к росту энтропии.
- •Энергия Гиббса.
- •Энергия Гельмгольца.
- •Кинетика химических реакций.
- •Зависимость скорости реакции от температуры.
- •Катализ.
- •Цепные реакции.
- •Химическое равновесие.
- •Растворы.
- •Свойства разбавленных растворов неэлектролитов (коллигативные свойства – независящие от природы вещества).
- •Осмос и осмотическое давление.
- •Диссоциация кислот, оснований, солей.
- •Протонная теория кислот и оснований Бренстеда и Лоури.
- •Произведение растворимости.
- •Особенности растворов сильных электролитов.
- •Ионные реакции в растворах электролитов.
- •Комплексные соединения.
- •Количественные характеристики процесса гидролиза.
- •Буферные растворы.
- •Окислительно-восстановительные реакции.
- •Окислительно-восстановительная двойственность.
- •Составление уравнений овр.
- •Окислительно-восстановительный (электродный) потенциал.
- •Окислительно-восстановительная способность двух форм электрохимической системы.
- •Эдс как количественная характеристика возможности протекания окислительно-восстановительного процесса.
- •Окислительно-восстановительная способность двух форм электрохимической системы.
- •Уравнение Нернста.
- •1.Взаимодействие металлов с водой.
- •2.Взаимодействие металлов с растворами щелочей.
- •3.Взаимодействие металлов с кислотами, в которых окислитель – катион водорода.
- •4.Взаимодействие металлов с концентрированной серной кислотой.
- •Взаимодействие концентрированной серной с неметаллами-восстановителями.
- •5.Взаимодействие металлов с азотной кислотой (разб. И конц.).
- •Взаимодействие азотной кислоты с неметаллами
- •Взаимодействие металлов с растворами солей.
- •Окислительно-восстановительные свойства воды.
- •Коррозия металлов
- •Газовая коррозия
- •Образование оксидной пленки на металлах
- •Атмосферная коррозия
- •Электрохимическая коррозия
- •Методы защиты от коррозии.
- •1. Модификация самого металла:
- •2.Отделение (предохранение) металла от окружающей среды с помощью защитных покрытий (неметаллических):
- •3.Металлические защитные покрытия.
- •4.Электорохимические методы защиты (суть – заставить разрушаться болванкам).
- •5.Специальная обработка электролита или среды, в которой находится металл (удаление или уменьшение концентрации веществ, вызывающих коррозию).
- •6.Химическая обработка для повышения коррозионной стойкости (пассивация поверхности металла) - то, что не использовалось в выше приведенных методах, часто в расплавах или при повышенных температурах.
- •Измерение э.Д.С. Химических источников тока.
- •Химические источники электрической энергии (хиээ)
- •Аккумуляторы.
- •Типы аккумуляторов
- •Свинцово-кислотные аккумуляторы.
- •Принцип действия
- •Устройство
- •Литий-ионные аккумуляторы.
- •Литиевые элементы различных электрохимических систем
- •Электролиз.
- •Законы электролиза м. Фарадея.
- •Практическое применение электролиза.
- •Электрофорез и электродиализ.
- •Металлы и сплавы.
- •Классификация металлов.
- •Основные методы получения металлов.
- •Получение металлов высокой чистоты.
- •Металлы и сплавы
Катализ.
Катализ – это изменение (в основном, увеличение) скорости химической реакции под воздействием веществ, называемых катализаторами. Катализатор – вещество, изменяющее скорость реакции, способное принимать участие в образовании промежуточных продуктов реакции, но остающееся после окончания реакции в неизменном виде и в том же количестве. Свойства катализаторов:
- остается в химически неизменном виде и в том же количестве в процессе реакции;
- отличается избирательностью действия (специфичностью), но существуют и универсальные катализаторы. Специфичность – способность изменять скорость или направление только конкретной реакции или группы сходных. Например:
- если реакция обратима, то катализатор ускоряет прямую и обратную реакции, ускоряя процесс достижения равновесия
Механизм действия катализатора – снижение энергии активации процесса с изменением его механизма. Катализ бывает гомогенный и гетерогенный.
Гомогенный катализ – реагирующие вещества и катализатор находятся в одной фазе. Например: SO2 + 0,5O2 = SO3. Катализатором этой реакции в газовой фазе является газообразный NО2. В отсутствии катализатора реакция протекает очень медленно. Катализатор связывается с диоксидом серы: SO2 + NО2 = SO3 + NО (промежуточным продуктом является также неустойчивая нитрозилсерная кислота, содержащая химически связанные оксиды азота SO2(ОН)ОNO), а затем снова возвращается в свое исходное состояние по реакции: NO + 0,5O2 = NО2. Примеры гомогенного катализа:
Механизм действия катализатора можно объяснить как с позиций теории активных соударений, так и с позиций теории активированного комплекса.
Энергетическая диаграмма, поясняющая действие катализатора снижением общей энергии активации процесса в присутствии катализатора.
А + В = АВ, характеризуется Еа
А + К = АК Еа(1)
АК + В = АВ + К Еа(2)
Еа Еа(1) + Еа(2)
Действие катализатора также объясняет теория активированного комплекса. Если реакция протекает через образование активированного комплекса, включающего в себя катализатор и один из реагентов, величина энергии активации процесса становится ниже, чем в случае протекания реакции без участия катализатора.
Гетерогенный катализ – реагирующие вещества и катализатор находятся в разных фазах. Например: Н2О2 = Н2О + О2, катализатор – MnO2. В отличие от гомогенного катализа для гетерогенного катализа нет единой теории, объясняющей все наблюдаемые явления. Особенность гетерогенных каталитических реакций заключается в образовании на поверхности катализатора хемосорбционных комплексов, которые не способны существовать самостоятельно и не могут быть названы промежуточными соединениями. Характер взаимодействия в значительной степени зависит от электронной структуры твердого катализатора. Одни из самых распространенных гетерогенных катализаторов являются d- элементы и их оксиды. У d- элементов есть свободные р-орбитали для образования этих поверхностных промежуточных комплексов. Таким образом, катализатор направляет реакцию по новому пути, в котором энергия активации значительно меньше.
Достаточно универсальными гетерогенными катализаторами могут быть:
- d- элементы и их оксиды (платина, кобальт, никель, железо, ванадий и др.);
-оксиды алюминия и кремния, природные глины и соли алюминия;
- серная кислота (органический синтез).
Примеры гетерогенного катализа: гидрирование непредельных углеводородов (катализаторы – платина, оксиды кремния и алюминия); синтез аммиака (соли алюминия, губчатое железо); окисление диоксида серы до триоксида (платина или оксид ванадия (V )).
Существует такое понятие как автокатализ – катализатором является один из продуктов реакции. В данной реакции нитрит-ион , образующийся в первой стадии реакции, ускоряет процесс. Поэтому разбавленная азотная кислота действует на металлы быстрее и интенсивнее концентрированной азотной кислоты:
Ингибиторы – вещества, замедляющие скорость реакции. В отличие от катализатора ингибитор расходуется в процессе реакции, и расходование ингибитора снова приводит к очередному запуску основного процесса. Ингибитором коррозии железа может быть ион ОН- или ортофосфорная кислота, действие которых связано с образованием на поверхности железа плотных пленок: оксидных или фосфатных.
Ингибитор отличается от каталитических ядов, которые «отравляют», т.е. необратимо взаимодействуют с катализатором, превращая его в другое вещество, не обладающее каталитической активностью.
Роль ингибитора часто сводится к переводу в неактивное состояние наиболее активных частиц реагирующих веществ, которые обусловливают быстрое течение процесса. Часто ингибиторы получают в результате разложения веществ или под воздействием внешних факторов(температура, свет) – это , как правило, часто бывает в цепных реакциях.