- •Глава 1. Основні поняття та закони хімії
- •1.1. Основні поняття хімії
- •1.2. Фундаментальні та стехіометричні закони хімії
- •1.2.1. Закон збереження маси речовини
- •1.2.2. Закон сталості складу речовин
- •1.2.3. Закон кратних відношень
- •1.2.4. Закон еквівалентів.
- •1.3. Закони газового стану
- •1.3.1. Закон об’ємних відношень гей-люсака
- •1.3.2. Закон авогадро
- •1.3.3. Закон бойля – маріотта
- •Контрольні завдання
- •Б) Із закону Авогадро випливає, що об’єм 0,025 моль h2s за нормальних умов
- •В) Відомо, що 1 моль будь-якої речовини містить 6,02 · 1023 молекул. Молярний об’єм газу за нормальних умов складає 22,4 л. Тому справедливо
- •Приклад 3. Який об’єм за нормальних умов займуть 4 10-4 м3 газу, що знаходиться при 50оС й тиску 9,54 104 Па?
- •Приклад 4. При згорянні 5 г металу утворилося 9,44 г оксиду металу. Визначити еквівалентну масу металу.
- •Приклад 5. Деяка кількість металу, еквівалентна маса якого дорівнює 28 г/моль, витісняє з кислоти 1,4 л водню, виміряного за нормальних умов. Визначити масу металу.
- •Розв’язання. Відповідно до закону еквівалентів (1.1), маси взаємодіючих речовин пропорційні їхнім еквівалентним масам:
- •Зі співвідношення (1.8) знаходимо еквівалентну масу h3ро4:
- •Приклад 8. Обчислити точну атомну масу металу, якщо питома теплоємність металу дорівнює 0,23 кДж/(кг к), а хлорид цього металу містить 61,2% металу.
- •Приклад 10. Визначити формулу речовини, якщо відомо, що її густина за воднем дорівнює 29, а масові частки елементів наступні: с – 82,76%, н – 17,24%.
- •Глава 2. Класи неорганічних сполук
- •2.1. Оксиди.
- •2.1.1. Способи одержання оксидів
- •2.1.2. Класифікація та хімічні властивості оксидів
- •2.2. Гідроксиди металів
- •2.2.1. Способи одержання гідроксидів
- •2.2.2. Хімічні властивості гідроксидів металів
- •2.3. Кислоти
- •2.3.1. Способи одержання кислот
- •2.3.2. Хімічні властивості кислот
- •2.4.1.Основні способи одержання солей
- •Контрольні завдання
- •Приклади виконання завдань і розв’язання задач
- •3.2. Корпускулярно-хвильова природа електрона
- •3.3. Принцип невизначеності
- •3.4. Періодичний закон
- •3.5. Періодична система елементів
- •3.6. Електронні хмари
- •3.7. Квантові числа
- •3.8. Принцип паулі
- •3.9. Послідовність заповнення електронами енерґетичних рівнів у багатоелектронних атомах
- •Контрольні завдання
- •Приклади виконання завдань і розв’язання задач
- •Приклад 8. Які найвищий та найнижчий ступені окислення у фосфору, сульфуру та хлору? Скласти формули сполук даних елементів, що відповідають цим ступеням окислення.
- •Приклад 12. Як залежать кислотно-основні властивості оксидів і гідроксидів від ступеня окиснення атомів елементів, що їх утворюють?
- •Приклад 13. Відомо, що кремній є неметалом з напівпровідниковими властивостями. Які властивості будуть виявляти алюміній і фосфор?
- •Приклад 15. Як змінюються властивості вищих оксидів елементів третього періоду?
- •4.1.1. Характерні властивості ковалентного зв’язку
- •4.1.1.1. Насиченість ковалентного зв’язку
- •Мал. 4.3. Різновиди σ-зв’язків.
- •Мал. 4.3. Різновиди π-зв’язків.
- •4.1.1.3. Полярність і поляризованість ковалентного зв’язку.
- •4.3. Водневий зв’язок
- •4.5. Міжчастинкові взаємодії
- •Контрольні завдання
- •Приклади виконання завдань і розв’язання задач Приклад 1. Довжина диполя молекули дорівнює 2,2 10-11 м. Обчисліть дипольний момент молекули.
- •Приклад 2. Обчислити довжину зв’язку в молекулі hBr, якщо між’я-дерні відстані у молекулах h2 та Br2 відповідно дорівнюють 7,4 · 10-11 м та 2,28 10-10 м.
- •Приклад 3. Яка гібридизація електронних хмар має місце в атомі карбону при утворенні молекули cf4? Якою є просторова конфігурація цієї молекули?
- •Приклад 4. Якими є валентні можливості атома фосфору в основному та збудженому станах?
- •Приклад 5. Визначте, що є донором електронної пари при утворенні йона bh4-.
- •Глава 5. Основи хімічної термодинаміки
- •5.2. Перший закон термодинаміки
- •5.3. Закони термохімії
- •5.4. Поняття про ентропію
- •5.5. Другий закон термодинаміки
- •5.6.Третій закон термодинаміки
- •5.7. Вільна енергія Ґіббса
- •Приклад 1. Складіть термохімічне рівняння реакції горіння 1 моль ацетилену, якщо при цьому виділяється 1255,61 кДж теплоти.
- •Приклад 3. Не здійснюючи обчислень, поясніть, як змінюється ентропія системи (s): а) при переході води в пару; б) у реакції:
- •Приклад 4. Обчисліть зміну енерґії Ґіббса у хімічній реакції
- •І зробіть висновки про можливість мимовільного перебігу даної реакції за стандартних умов.
- •Стандартні зміни енерґій Ґіббса простих речовин прийнято вважати рівними нулю. Для даної системи:
- •6.1. Поняття про швидкість хімічної реакції
- •6.2. Основний закон хімічної кінетики – закон діючих мас.
- •Межі застосування закону діючих мас.
- •6.3. Молекулярність реакції.
- •6.4. Порядок реакції.
- •6.5. Особливості кінетики гетероґенних реакцій.
- •6.6. Механізм хімічних реакцій.
- •6.7. Вплив температури на швидкість реакції. Правило Вант-Гоффа.
- •6.8. Рівняння Арреніуса. Енерґія активації
- •Вихідні Активов. Продукти
- •Мал.6.3. Енерґетична діаграма Мал.6.4. Розподіл молекул за
- •Глава 7. Хімічна рівновага.
- •7.1. Константа хімічної рівноваги
- •7.2. Зсув хімічної рівноваги. Принцип Ле-Шательє
- •7.3. Рівновага у гетероґенних системах
- •Константа рівноваги.
- •Глава 8. Поняття про каталіз.
- •8.1. Автокаталіз
- •8.2.Промотори та каталітичні отрути
- •8.3. Селективність каталізаторів
- •8.4. Механізми гомоґенного та гетероґенного каталізу
- •Підставляючи дані нашої задачі, одержуємо:
- •Глава 9. Розчини
- •9.1. Процес розчинення. Типи розчинів
- •9.2. Способи виразу концентрації речовин
- •9.3. Хімічна (гідратна) теорія розчинів д.І. Менделєєва
- •9.4. Теплові ефекти розчинення
- •9.5. Розчинність
- •Глава 10. Властивості розчинів
- •10.1. Тиск пари розчинника над розчином
- •10.2. Температури замерзання та кипіння розчинів
- •10.3. Осмотичний тиск
- •Глава 11. Електролітична дисоціація.
- •11.1. Основні положення теорії електролітичної дисоціації
- •11.2. Ступінь дисоціації
- •11.3. Слабкі електроліти. Константа дисоціації слабких електролітів
- •11.4. Вплив однойменних іонів на дисоціацію слабких електролітів
- •11.5. Розчини сильних електролітів
- •11.6. Електролітична дисоціація води. Йонний добуток води. Водневий показник
- •11.7. Поняття про індикатори
- •11.8. Іонні реакції
- •11.8. Гідроліз солей
- •Типові випадки гідролізу.
- •11.8.1. Ступінь і константа гідролізу
- •Глава 12. Комплексні сполуки
- •12.1. Основні положення координаційної теорії а.Вернера
- •12.2. Класифікація комплексних сполук
- •12.3. Номенклатура комплексних сполук
- •12.3.1. Назви катіонних комплексних сполук
- •12.3.2. Назви аніонних комплексних сполук
- •12.3.3. Назви нейтральних комплексних сполук
- •12.4. Ізомерія комплексних сполук
- •12.5. Дисоціація комплексних сполук
- •Якщо у гібридизації беруть участь d-орбіталі передостаннього рівня, тоді йон називається внутрішньоорбітальним. Іноді у комплексах проявляється йонно-дипольний зв’язок, наприклад в аквакомплексах.
- •Глава 13. Електрохімічні процеси
- •13.1. Хімічні процеси на електродах
- •13.2. Електродний потенціал
- •13.3. Електрохімічний ряд напруг металів
- •13.4. Гальванічний елемент
- •13.5. Окисні й відновні потенціали
- •13.6. Рівняння Нернста
- •13.7. Акумулятори
- •13.8. Паливні елементи
- •13.9. Електроліз
- •13.9.1. Закони Фарадея
- •1. Кількість речовини, що виділяється на електроді під час електролізу, пропорційна кількості електрики, яка пройшла крізь електроліт.
- •2. Однакова кількість електрики виділяє на електродах під час електролізу еквівалентну кількість різних речовин.
- •13.10. Корозія металів
- •0,01 Моль/л 0,1 моль/л
- •Глава 14. Окисно-відновні реакції складання рівнянь окисно-відновних реакцій
- •Контрольні завдання
- •Додатки
- •Додаток 6 – Перехідні коефіцієнти
- •Предметний покажчик
- •Відновлення 18-19, 77, 81, 124, 126, 128, 135-139
- •Водень 14, 17, 37, 75, 125, 130-132, 139
- •Ізомерія 119
- •Лантаноїди 25
- •Натрій 20-21, 69, 89
- •Термодинамічні 8, 54
- •Атомів 33, 50
- •Список рекомендованої літератури
- •Глава 1. Основні поняття та закони хімії ........................ 5
Глава 13. Електрохімічні процеси
Електрохімія – розділ хімії, що вивчає процеси, які виникають на межі двох фаз за участю іонів і електронів. Ці процеси або супроводжуються появою електричного струму за рахунок хімічних реакцій (у гальванічних елементах), або зумовлені електричним струмом (в електролізерах).
13.1. Хімічні процеси на електродах
Під час хімічної реакції система прямує до рівноваги, що термодинамічно виражається зменшенням вільної енергії ΔG і дорівнює максимальній корисній роботі, яку виконує ця система, тобто ΔG = – Амакс. Для електрохімічних процесів визначити ΔG можна за різницею електродних потенціалів окисна та відновника: ΔG = – nF(φox – φred) (9.1),
де n – число електронів, що передаються в електрохімічному процесі; F = 96485 Кл/моль – число Фарадея; nF = Q – кількість електрики; φox і φred – електродні потенціали окисника та відновника.
Що ж таке електродний потенціал?
13.2. Електродний потенціал
Відомо, що металам властива динамічна рівновага М ↔ Мn+ + ne–. Якщо метал занурити у воду, то під дією полярних молекул води його іони відриваються від поверхні й гідратованими переходять у рідину, що зумовлено зростанням ентропії при розчиненні. Внаслідок такого переходу рідина заряджається позитивно, а метал – негативно, оскільки на ньому з'являється надлишок електронів. Нагромадження іонів металу в розчині гальмує його подальше розчинення. У результаті встановлюється рухлива рівновага:
М + mН2О ↔ М(Н2О)mn+ + ne– (9.2)
Електростатичне тяжіння між катіонами у розчині (провіднику другого роду) та надлишковими електронами на поверхні металу (провіднику першого роду) утворює подвійний електричний шар, подібний до двох обкладок конденсатора. Шар катіонів, що прилягає до негативно зарядженого металу, називають адсорбційним (товщина 10–8см). Далі від металу, де концентрація іонів поступово зменшується, але зберігається певна орієнтація їх відносно металу, утворюється дифузійний шар (товщина 10–7...10–3 см). Ступінь дифузійності зростає з підвищенням температури, зменшенням концентрації розчину та заряду металу. Отже, на межі поділу двох фаз метал – розчин виникає певна різниця потенціалів, яку називають електродним потенціалом. На рис.4.1 зображено будову подвійного електричного шару та зміну стрибка потенціалу φ з віддаллю r від поверхні поділу фаз – металу та розчину його солі.
З рівняння рівноваги метал – розчин випливає, що перехід іонів металу в розчин супроводжується втратою електронів атомами металу, тобто є процесом окиснення. Зворотний процес – перетворення гідратованих іонів металу в атоми – відновленням. Стан рівноваги залежить як від активності металу, так і від концентрації його іонів. При занурені металу не у воду, а у розчин його солі рівновага зміщується і можуть реалізуватися два механізми утворення подвійного електричного шару.
На поверхні активних металів (Zn, Fe, Al, Cd, тощо) виникає негативний заряд (відносно водню). Для малоактивних металів (Cu, Hg, Ag) рівноважна концентрація у воді дуже мала. Тому при зануренні такого металу у розчин його солі з концентрацією іонів більшою за рівноважну частина іонів переходить з розчину на метал і його поверхня заряджається позитивно, а розчин – негативно через надлишок аніонів солі, що залишилися в розчині.
Благородні метали (Au, Pt, Pd) не створюють різниці потенціалів за рахунок переходу іонів металу у розчин. Вони можуть лише адсорбувати на своїй поверхні іони, атоми або молекули з розчину. Наприклад, платина, покрита тонким шаром дрібнодисперсної платини (платинової черні), активно вбирає атомарний водень. При пропусканні водню крізь воду, в яку занурена платинова пластинка, виникає рівновага Н2 ↔ 2Н. Якщо замість води взяти розчин кислоти, то рівновага встановлюється між воднем, адсорбованим на платині, та іонами водню у розчині 2Н+ + 2е ↔ 2Н ↔ Н2. Цій рівновазі відповідає певний потенціал φ(2Н+/H2(Pt)), який залежить від концентрації іонів водню в розчині, тиску водню та температури. Подібно до водневого, можна створити електрод з будь-яким газом, наприклад кисневий ОН–/O2(Pt), на межі поділу фаз якого відбувається процес О2 + 2Н2О + 4е ↔ 4ОН–.
Абсолютні значення електродних потенціалів ні теоретично розрахувати, ні експериментально виміряти неможливо, оскільки вони виникають між двома фазами різної природи (твердий метал–рідкий розчин), а ізолювати одну електродну реакцію, щоб виміряти її потенціал, не можна.