- •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
Количественные характеристики процесса гидролиза.
Степень гидролиза: г = Nгид/N. Степень гидролиза зависит от природы вещества, температуры и концентрации. Согласно принципу Ле Шателье, гидролиз усиливается с ростом температуры, т.к. гидролиз – процесс эндотермический, идет с поглощением теплоты, а также усиливается с разбавлением раствора (увеличение концентрации молекул воды).
Константа гидролиза – константа равновесия процесса гидролиза – Кгид. Чем больше Кгид, тем сильнее гидролизуется соль. Кгид зависит от ионного произведения воды и Кдис слабого основания или слабой кислоты, образущих соль. Выведем эти зависимости.
Случай 1: гидролиз соли, образованной катионом сильного основания и анионом слабой кислоты.
Случай 2: гидролиз соли, образованной катионом слабого основания и сильной кислоты.
Вывод: чем меньше Кдис слабого основания или слабой кислоты, тем сильнее протекает гидролиз. Например: какая соль в большей степени подвергается гидролизу – сульфит натрия или карбонат натрия?
Кдис (Н2SO3) Кдис (Н2СO3) Кгид(Na2SO3) Кгид(Nа2СO3) 1,6 10-2 – 6,8 10-8 4,5 10-7 – 4,7 10-11, следовательно, в большей степени гидролизуется карбонат натрия , т.к. в этом случае Кгид будет больше.
Другой пример: какая соль в большей степени подвергается гидролизу – хлорид магния или хлорид алюминия. Сравним величины констант диссоциации слабых гидроксида магния и гидроксида алюминия.
Кдис (Мg(ОН)2) = 2,5 10-3 Кдис (Аl(ОН)3) = 1,4 10-9, следовательно
333333333Кгид(МgCl2) Кгид(АlCl3) – в большей степени гидролизуется хлорид алюминия.
Случай 3. При полном гидролизе формула будет иметь вид:
Однако необходимо отметить, что гидролиз, как правило более сложный процесс. Простые уравнения носят достаточно условный характер. С достоверностью мы можем сказать только о реакции среды. Вопрос о продуктах решается на основании аналитических исследований. Установлено, что часто продуктами гидролиза являются многоядерные комплексы типа: Ве(ОН)+, Ве3(ОН)33+. Кроме того, необходимо учесть, что в водных растворах катионы солей часто входят в состав аквакомплексов, поэтому реакцию гидролиза следует писать:
Cr(H2O)6Cl3 + H2O = Cr(H2O)5(OH)Cl2 + HCl.
Буферные растворы.
Буферными растворами называются растворы сопряженных слабых кислот и оснований (в соответствии с теорией Бренстеда), которые не изменяют заметно рН при разбавлении или при некотором добавлении небольших количеств сильных кислот и оснований. Примеры буферных смесей:
- фосфатный буфер: КН2РО4 + NаНРО4(рН = 5,3-8,0);
- Н3ВО3 + NаОН (рН = 8-10);
- ацетатный буфер: СН3СООН + NаСН3СОО (рН = 3,6-5,6);
- NН4ОН + NН4Сl.
Буферная емкость – это количество сильной кислоты или основания, которое необходимо добавить к раствору буферной смеси, чтобы рН изменилось на 1, т.е. на 1порядок. Например, на 100 мл ацетатного буфера можно добавить 8,3 мл щелочи – только тогда рН измениться на 1 - это большая буферная емкость. Для сравнения - если добавить к 1 л чистой воды всего 2 капли (0,1 мл) разбавленной 1М соляной кислоты, то рН измениться от 7 до 4, т.е. на 3 порядка. Это легко подсчитать:
1 моль – 1000 мл, х = 10-4.
Х молей – 0,1 мл, т.е. рН = 4. Так сильно изменилось рН при добавлении 1 капли кислоты, а одна капля составляет всего по объему (0,1 мл от 1000мл) - 0,01%. Для некоторых областей химии, особенно биохимии, буферные растворы чрезвычайно необходимы.