Шпоры по химии (стр. 1 из 3)
Гидролиз
Виды сред.
1. [Н⁺]=[ОНˉ]=1Е-7 нейтралная среда(рН=7); 2. [Н⁺]>[ОНˉ] кислая среда(рН<7); 3. [Н⁺]<[ОНˉ] щелочная(рН>7)
Соли по отношению к гидролизу делятся на 4 группы:
| 1.Соли образ. сильн. и сл. кисл. | 2.Соли обр. сл. осн. и сиьн. кисл. | 3.Соли обр. сл. осн. и сл. кисл. (полн. или совместный гидролиз) | 4.Соли обр. сильн. осн. и сильн. кисл. |
| К2S→2K⁺+S²ˉ pH>7 Ступень I. S²ˉ+H⁺OHˉ⇆(HS)ˉ+OHˉ 2K⁺+S²ˉ+HOH⇆(HS)ˉ+OHˉ+2K⁺ К2S+HOH⇆KHS+KOHСтупень II. (HS)ˉ+HOH⇆H2S+OHˉ K⁺ +(HS)ˉ+HOH⇆H2S+OHˉ+K⁺ KHS+HOH⇆H2S+KOH | MgCl2→Mg²⁺+2Clˉ pH<7 Ступень I. Mg²⁺+H⁺OHˉ⇆(MgOH)⁺+H⁺ 2Clˉ+ Mg²⁺+HOH⇆(MgOH)⁺+H⁺+2Clˉ MgCl2+HOH⇆MgOHCl+HCl Ступень II. (MgOH)⁺+HOH⇆Mg(OH)2+H⁺ Clˉ+ MgOH⁺+HOH⇆Mg(OH)2+H⁺+Clˉ MgOHCl+HOH⇆Mg(OH)2+HCl | MgS→Mg²⁺+S²ˉ pH≈7Mg²⁺+S²ˉ+2H⁺OHˉ⇆Mg(OH)2+H2SMgCl2+Na2S+2H2O→ | Na2SO4→2Na⁺+SO4²ˉ pH=7 |
Ионные уравнения.
В ионн. виде в молекулярной форме записываются: 1. Не электролиты; 2. Слабые электролиты; 3. Из числа сильных электролитов – нерастворимые осадки.
Случаи необратимых реакций: 1. Образование осадка AgNO3 +HCl→AgCl+HNO3
Ag⁺+Cl¯→AgCl↓ - белого цвета
2. Образование сл. элекр. HCl+NaOH→NaCl+H2O
H⁺+OH¯→H2O – слабый электролит
3. Образование газа K2CO3+2HCl→2KCl+CO2↑+H2O
CO3¯+2H⁺→ CO2↑+H2O
Амфотерные гидрооксиды.
Be(OH)2 , Zn(OH)2 , Pb(OH)2 , Sn(OH)2 , Sn(OH)4 , Cr(OH)3 , Al(OH)3
Доказательсво амфотерности:
| Основные свойства | Кислотные свойства |
| Be(OH)2+2HCl→BeCl2+2H2OBe(OH)2+2H⁺→Be²⁺+2H2O,иливкомпл.в:Be(OH)2+2HCl+2H2O→[Be(H2O) 4]Cl2Be(OH)2+2H⁺+2H2O→[Be(H2O) 4]²⁺ | Be(OH)2+2NaOH→Na2BeO2+2H2OBe(OH)2+2ОНˉ→BeO2²ˉ+2H2OBe(OH)2+2NaOH→Na2[Be(OH)4]Be(OH)2+2ОНˉ→[Be(OH)4]²ˉ |
Взаимодействие Ме с окислит (кисл., щел., вода).
| Взаимодействие Ме с водой. | Взаимодействие Ме с раств. щелочью. | Взаимодействие Ме с кислотами. | |
| Вост. воды 2H2O+2ē→H2+2OHˉMg+H2O→φ(Mg(OH)2/Mg)=-2.36φ(H2O/H2)=-0.413 φ окисл.>φ вост – реакция идёт1|Mg˚+2H2O - 2ē→Mg(OH)2+2H⁺1|2H2O+2ē→H2+2OHˉ _Mg+4H2O→Mg(OH)2+H2+2H⁺+2OHˉMg+2H2O→Mg(OH)2+H2Нек. активн. Ме находятся в пассивир. сост., т.к. их поверхность покрыта прочным продуктом окислен.Пассивацией наз. явлен. глубок. торможен. реакции окислен. над действием продукта этого окисления. | В ратворах щелочей окислителем явл. вода. Al+NaOH+H2O→φ(AlO2ˉ/Al)=-2.36φ(Al2O/H2)=-0.827 φ окисл.>φ вост – ре-акция идёт2|Al˚+4OHˉ - 3ē→AlO2ˉ+2H2O3|2H2O+2ē→H2+2OHˉ _2Al+8OHˉ+6H2O→2AlO2ˉ+4H2O+3H2+6OHˉ2Al+2NaOH+2H2O →2NaAlO2+3H2 | кислоты по отношению к Ме дел. на 2-е группы(какой ион явл. окислит.) | |
| H⁺ | Кислотный остаток – окислит. | ||
| HCl ,H2SO4 р. | H2SO4к. , HNO3р. , HNO3к. | ||
| 1. Ме+H2SO4 р. →МеSO4+Н2φ(H/2H⁺)=0 φ(Ме)<0 | 1.Ме+H2SO4 к.→МеSO4+ H2O+прод.вост.кисл.ост. Li-Zn (H2S) Cr-H(S˚) послеН(SO2)φ(SO4²ˉ/S)>1SO4²ˉ→ H2SSO4²ˉ→SSO4²ˉ→SO22. Ме+HNO3р→МеNO3+H2O+пр. вост. кисл. ост. Li-Zn (NH4⁺,NH4NO3) Cr-H(N2O) послеН(NO)φ(NO3ˉ)>13. Ме+HNO3к→ МеNO3 + H2O + пр. вкисл.ост. Li-Zn (NO)Zn-(NO2) Пример. Au+3V HCl+HNO3→AuCl3+NO2+H2O | ||
Основные классы органических соединений  КЛАССЫ | ОКСИДЫ | ГИДРООКСИДЫ | СОЛИ | ||||||
| Производн. от | элемент + О | оксиды + Н О | |||||||
| Классифик. класса | С мет. + О основной | С немет. +О кислотный | С двойств. св. амфотерный | Основн. + Н О основание | Кисл.окс.+ Н О амфотерный | Амфотерн+Н О амфотерный | Ср. соль | кислая | основная |
примеры | Li2O Cu2O CuO MnO | SO2 SO3 P2O5 *нек.Me Mn2O7 CrO3 | ZnO PbO Al2O3 Cr2O3 | LiOH CuOH Cu(OH)2 Mn(OH)2 | H2SO3 H2SO4 H2PO4 *нек. Ме HMnO4 H2CrO4 | Zn(OH)2 Pb(OH)2 Al(OH)3 Cr(OH)3 | Na2CO3 CuCl2 | NaHCO3 гидроксокарбонат натрия | CuOHCl гидроксохлорат меди |
| не электролиты | электролиты | ||||||||
Слабые электролиты КА⇆К⁺+А¯ α , К дисс.
| кислоты | основания | соли |
| HF , H2S , HNO2 , H2SO3 , H2CO3 , H2SiO3 , HCN , HSCN , CH3COOH , H3PO4HClO | все нерастворимыев воде и NH4OH–сл(NH4 – H2O) | Fe(SCN)3 – родонит железа,СdCl2 ,HgJ2 |
| H2CO3⇆H⁺+HCO3¯HCO3¯⇆H⁺+CO3¯ | Cu(OH)2⇆OH¯+CuOH⁺CuOH⁺⇆OH¯+Cu²⁺ |
Сильные электролиты КА→К⁺+А¯ α , К дисс.
| кислоты | основания | соли |
| HCl , HBr , HJ , HNO3 , H2SO4 , HMnO4 , HClO4 , H2 CrO4 | все растворимыев воде кроме NH4OH | почти все. кислые – раств.основн.-нераст. |
| Na2CO3→2Na⁺+CO3²¯ | ||
Таблица для решения ОВР.
| среда | Кислая H⁺,H2О | Щел. OHˉ, H2О | Нейтральная H2О |
| Связ.изб. Oˉ²NO2ˉ→ NO3 | Oˉ²+2H⁺→H2О | Oˉ²+ H2О →2OHˉ | Oˉ²+ H2О →2OHˉ |
| Внесен. недост.Oˉ²NO2ˉ→NO3ˉ | H2О→Oˉ²+2H⁺ | 2OHˉ→Oˉ²+ H2О | H2О→Oˉ²+2H⁺ |
| Таблица дана в расчёте на 1 атом кислорода. | |||
Величины потенциалов в различных средах
| Срда кислая рН<7 | Нейтральная рН=7 | Щелочная рН>7 |
| φ(Fe²⁺/Fe)=-0.44 Bφ(Al³⁺/Al)=-1.66φ(Mg²⁺/Mg)=-2.36φ(2H⁺/ H2)=0φ(O2/ H2O)=+1.22 | φ(Fe(OH)2/Fe)=-0.46φ(Al(OH)3/Al)=-1.88φ(Mg(OH)2/Mg)=-2.36φ(H2O/H2)=-0.413φ(O2/4OHˉ)=+0.814 | φ(Fe(OH)2/Fe)=-0.874φ(AlO2ˉ/Al)=-2.36φ(Mg(OH)2/Mg)=-2.69φ(Al2O/H2)=-0.827φ(O2/4OHˉ)=+0.401 |
Законы термохимии.
1.З-н Гесса: Тепловой эффект хим. реакции не зависит от стадии процесса, а завис. от нач. и конечн. сост. вещества. ∆Н х.р.=∆Н1+∆Н2
Следствия: 1. n*A+m*B=x*C+y*D , х,у – стереохимические коэффициенты, А,В – исходные вещества, С,D – продукты реакции
∆Н х.р.=∑∆Н обр.прод.р.--∑∆Н обр.ис.в. или ∆Н=(∆Н обр.С*х+∆H обр.D*y) — (∆Н обр.A*n+∆H обр.B*m)
2. ∆Н пр.р.=--∆Н обрат.р.
2.З-н Лавуазье-Лапласа: ∆Н обр.в.=--∆Н разл.в.
Следствия: 1. Чем <∆Н обр.в. , тем оно более термич. устойчиво.
Энтропия. Изменение ∆S х.р.=∑S прод.р.--∑S исх.в. или ∆S=S обр.С*x—(S обр.A*n+S обр.В*m)
Факторы, влияющие на энтропию: 1. Агрегатное состояние; 2. Атомная или молекулярная масса веществ; 3.При увеличении полярности процессов энтропия #.
Энтропийный и энтальпийные факторы. Энергия Гиббса.
Два фактора сводятся к единому энергии Гиббса: ∆G=∆H—T*∆S, ∆G=0-сост.равноес.,∆G<0-самопроизв.протекание прям.процесса,∆G>0-самопр.протек.обр.проц.
∆G – энергия Гиббса – критерий вероятности самопроизв. протекания процесса. ∆G образ.прост.в.=0 G[кДж.моль]
∆G х.р.=∑∆G обр.пр.р.--∑∆G обр.исх.в. с учётом коэффициентов
Влияние температуры на ход реакции.
1. ∆H<0 ∆S<0 2. ∆H>0 ∆S<0
Скорости хим. реакций, хим. равновесие.
Системы протекания реакций:
1.Гомогенная (однор сист.) сост.из одного вида фаз (нет раздела фаз, т.е. в одном агрегатном сост.). Реакции, протекающие в этой сист. тоже гомогенные, протекающие во всём объёме этой системы. V гом.р.=+∆с/∆Т=+∆n/(V*∆T), ∆n – кол.активных взаимодействий, ∆с – изменен.концентрации вещ-ва, ∆Т-отр.вр.
V гом.р.=[моль/литр*сек]=[моль/м³*сек]
2.Гетерогенные (неоднор. сист.) сост. из двух и более фаз, сущ. поверхность раздела фаз. Гетероген. реакции протекают на поверхн. разд. фаз.
V гет.р.=+∆с/S*∆T=[моль/литр*м²*сек] , S – площадь раздела фаз.
Факторы, влияющие на скорость.
1.Концентрация - прямая завис.
Закон действующих масс (з.д.м.)V=k*[A]ⁿ*[B] ⁿⁿ, k – константа равновесия, зависит от природы вещ-ва и температуры.В формулу не включ. конц. вещ-ва в тв. сост.