Аттестационная работа по химии

А2 + В2 ⇄ 2AB

В состоянии равновесия скорости прямой и обратной реакции становятся равными.

 

принципом Ле-Шателье.

Если на систему, находящуюся в химич. равновесии, оказать внешнее воздействие (изменить Т, конц., Р), то равновесие сместится в сторону протекания реакций, уменьшающего это воздействие.

 

Факторы влияющие на химическое равновесие:

1) температура

При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении в сторону экзотермической (выделение) реакции.

2) давление

При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении в сторону большего объёма. Этот принцип действует только на газы, т.е. если в реакции участвуют твердые вещества, то они в расчет не берутся.

3) концентрация исходных веществ  и продуктов реакции

При увеличении концентрации одного из исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при увеличении концентрации продуктов реакции-в сторону исходных веществ.

Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия!

 

 
11. Растворы. Образование растворов. Насыщенные растворы и растворимость. Зависимость растворимости от  различных факторов.

 

Растворы – гомогенные системы переменного находящиеся в состоянии равновесия. Растворы – частный случай дисперсной системы. Это системы в кот. частицы одного вещества  равномерно распределены среди частиц другого вещества.

Истинные растворы делятся на :

1).газовые

2).твердые (сплавы Ме)

3).жидкие

Раствор, как следует из определения, состоит из 2-х и более компонентов:

1).растворителя

2).растворенного вещества (веществ)

Растворителем считают компонент который находится в том же агрегатном состоянии, что и раствор. Если все вещества в одном агрегатном состоянии, то преобладающий количественным соотношением.

 

Процесс образования растворов.

Процесс растворения – сложный физико-химический процесс.

при растворении в результате взаимодействия между растворяемом веществом и растворителем образуются непрочные химические соединения, кот. называются сольваты (гидраты). В некоторых случаях гидротационные взаимодействия могут быть достаточно сильными и часть воды при вываривании остается в твердом веществе, при этом образуются кристаллогидраты. То, что кристаллогидраты явл. химическими соединениями свидетельствует наличие определенного количества воды.

 

Насыщенные и ненасыщенные растворы. 

Растворение идет до тех пор, пока скорость перехода частиц в раствор и их осаждение в поверхности кристалла не выровняется, т.е. пока не установится химическое равновесие. Раствор, в котором при данном условии невозможно дальнейшее растворение вещества, находящийся в равновесии с растворенными веществами называется насыщенным. Способность вещества переходить в раствор наз. насыщаемостью. Мерой растворимости вещества явл. содержание вещества при данных условиях и насыщенном растворе. Она определяется массой вещества, насыщающей 100г. растворителя.

1).>10г. – хорошо раств.

2).<0,01г. – нераств

3).0,01-10 – малораств.

Растворимость вещества определяется тем, насколько отличаются энергии межмолекулярного взаимодействия в чистом растворителе и чистом растворяемом веществе. Молекулы с полярной ковалентной связью будут хорошо растворяться с полярными растворителями (вода, спирт, раствор аммиака). Неполярные с непол. (бензол, сероуглерод).

Влияние внешних факторов на растворимость.

Зависимость от Т и Р.

Растворимость большинства ТВ. веществ при увел. Т увелич, т.к. многие ТВ. вещества раств. с эндо эффектом.

Растворимость г в ж с увелич. Т падает, т.к. увелич Екин. и газы легче покидают раствор чем в него возвращ.

Для жидкостей четкой закономерности нет.

Раств. г с увел. Р увелич

 

 

 

12. Способы выражения состава раствора. Массовые и молярные доли. Молярная концентрация.

 

Любой раствор состоит из растворителя и растворенного вещества. В случае

растворов газов или твердых веществ в жидкостях растворителем обычно

считается жидкость, а растворенным веществом – растворенный газ или твердое

вещество, независимо от их относительного количественного содержания. Когда

компоненты обладают ограниченной смешиваемостью, то растворителем является

тот, прибавление которого к раствору возможно в неограниченном количестве без

нарушения гомогенности. Если компоненты обладают неограниченной

растворимостью, то можно выделить два случая. При значительном различии

содержания компонентов  растворителем считается вещество, присутствующее в

относительно большем количестве. Понятия растворитель и растворенное вещество

теряют смысл, когда речь идет о смесях с примерно равными или близкими

концентрациями компонентов.  В этом случае состав раствора может выражаться

различными способами – как с помощью безразмерных единиц – долей или

процентов, так и через размерные величины –  концентрации. На практике

используют более десятка способов выражения концентрации. Вот некоторые из

них:

1.          Массовая доля растворенного вещества.

Отношение массы растворенного вещества B к массе растворителя.

     или

2.          Мольная доля растворенного вещества.

Отношение количества растворенного вещества к суммарному количеству всех

веществ, составляющих раствор, включая растворитель

      или 

Мольная доля указывает на число молей данного вещества в одном моле раствора.

Сумма мольных долей всех составных веществ равна единице:

3.          Молярная концентрация (или молярность). 

Определяется отношением числа молей растворенного вещества к объему раствора,

выраженному в литрах. Физический смысл молярной концентрации заключается в

том, что она указывает на число молей вещества содержащегося в 1 литре его

раствора.

                   

4.          Нормальная концентрация (или нормальность).

Определяется отношением числа эквивалентов растворенного вещества B к объему

раствора, выраженному в литрах. Физический смысл нормальной концентрации

заключается в том, что она указывает на число эквивалентов растворенного

вещества, содержащегося в 1 литре раствора.

                   

      
27. Электролиз. Электролиз расплавов и растворов. Законы электролиза. Процессы на аноде и катоде

 

Электролиз – процесс отдельного ок-я, восст-я на электродах, осущ. за счет протекания постоянного эл. тока от внешнего источника. Если в гальвоническом элементе происходит преобразование энергии химической р-ции в электрическую, то при электролизе эл. энергия используется для осущ-ния хим. процесса, т. к. ток протекает в обратном направлении, нежели в гальвоническом элементе, то на аноде по прежнему идет процесс ок-я, но это уже “+” электрод, а катод соответственно “-”. Рассмотрим электролиз расплавов с энертными (угольными и платиновыми) электродами.

 

NaCL(тв) Dt  NaCL D Na+ + CL-

(+)A: 2CL – 2e = CL20      E0 = +1,36B

(-)K: Na+ + e = Na0      E0 = -2,71B

rE0 = E0В-Я – E0О-Я = -2,71 – 1,36 < 0

NaCL, KCL

(+)A: 2CL – 2e = CL20

(-)K: 1).Na+ + e = Na0

         2).K+ + e = K0     E0Na(+)/Na(0) > E0K(+)/K(0) (-2,71B > -2,92B), сл-но, Na+ > более сильный ок-ль, чем K+

Na2SO4 + H2O

(+)A: 1).2SO42- – 2e = S2O82-      E0 = +2,01B

          2).2H2O – 4e = O2 + 4H+      pH=0 Þ  E0 = +1,23B

pH=7 Þ E = E0 + (0,059/n)*lg([Ox]/[Red]) = 1,23 + (0,059/4)*lg(Po2[H+]4/[H2O]2) = 1,23 + (0,059/4)*lg[H+] = 1,23 + 0,059*lg[H+] = 1,23 – 0,059pH = 0,82B Þ вода явл. > сильным восст-лем, чем сульфат ион, поэтому на аноде идет процесс ок-я воды.

(+)A: 1).Na+ + e = Na0      E0 = -2,71B

          2).2H2O + 2e = H20 + OH-    pH=7  Þ E0 = -0,41B

Вода > сильный ок-ль, чем ион натрия, т. е. на катоде протекает процесс восст-я воды. Таким образом электролиз р-ра сульфата натрия сводится к электролизу воды.

CuSO4 + H2O

(+)A: ------и-------и-------

(-)K: 1).Cu2+ +2e = Cu0      E0 = +0,34B

2).CuSO4 + H2O = (CuOH)2SO4 + H2SO4

H+(H2SO4)

Поскольку среда слабо-кислая, то E2H(+)/H2 ¹ E02H(+)/H2 < 0B (-0,06 до –0,36)

Из сравнения потенциалов восс-я ионов водорода и ионов меди следует, что Cu2+ > сильный ок-ль, чем H+, поэтому на катоде будет выделяться Cu.

При электролизе сульфатов Na средней активности  на катоде будут протекать два конкурирующих процесса. При электролизе р-ров на аноде окисляются восстановленные формы систем с наименьшим потенциалом, на катоде восстанавливаются окисленные формы систем с наибольшим потенциалом.

 

Законы электролиза:

1).Масса в-ва, образующегося при электролизе (отдельно на аноде и катоде), пропорциональна количеству электричества, прошедшего через р-р.

2).Массы в-в, образующихся при пропускании одного и того же количества электричества пропорциональны их эквивалентным массам. 
20. Окислительно восстановительный ( электродный потанциал). Уравнение Нернста.

 

 

Электродные потенциалы.

Все в-ва, в том же числе и Ме, могут частично растворяться в воде и водных растворах. При этом часть ионов Ме переходит в р-р. У поверхности Ме остается избыток электронов, поверхность при этом заряжается отрицательно. Раствор же, примыкающий к поверхности, заряжается положительно, за счет избытка положит. заряженных ионов. Таким образом, возникает двойной электрический слой и как следствие этого разность потенциалов.

Ме0-ne®Men+

Меn++ne®Me0

Меn+(окисл. форма Ме)+neDMe0(восст. форма Ме) (*)

rE=EМе(0)-EМе(n+)º EМе(n+)/ Ме(0) – электродный потенциал

Электродный потенциал зависит от: природы Ме и р-ра, температуры, концентрации р-ра.

 

 

Зависимость электродного потенциала от этих факторов определяется ур-нием Нернста:

EМе(n+)/ Ме(0) = E0Ме(n+)/ Ме(0) + (RT/nF)*lgKp = E0Ме(n+)/ Ме(0) + (RT/nF)*lg[Men+]

F=9.64867*104[Kл/моль]-число Фарадея.

N – число электронов участв. в процессе (*).

R – газовая постоянная.

E0Ме(n+)/ Ме(0) - стандартный эл. потенциал(он измерен при T=290K, P=101kПа, С=1моль/л)

 

Истинное значение электродного потенциала измерить невозможно, поэтому его находят как разность потенциалов.

 

19. Степень окисления элементов. Правила ее нахождения. Окислительно-восстановительные реакции. Типы окислительно-восстановительных реакций. Окислительно-восстановительные свойства элементов в разной степени окисления. Типичные ок-ли и восст-ли. Окислительно-восстановительная двойственность

Степень ок-я – воображаемый заряд атомов соединения, определенный из предположения ионного строения в-ва.

Правило ее нахождения: из определения с.о. следует, что элементы в составе простых в-в имеют с.о.= 0. Алгебраич. сумма степеней ок-я всех элементов, входящих в состав соединения = 0.

Окислит.-восст. реакции – реакции, идущие с изменением степени ок-я.

Окисление – отдача электронов.

Восстановление – процесс присоединения электронов.

Типы окислит.-восст. реакций:

I.Межмолекулярные реакции

а). Ок-ль и в-ль разные элементы в составе разных молекул

Fe + CL2 = FeCL3

SO2 + CL2 +H2O = H2SO4 + HCL

б).Ок-ль и в-ль один и тот же элемент в составе разных молекул

KMnO4 + MnSO4 + H2O = MnO2 + KOH + K2SO4

H2S + SO2 = S + H2O

(конпропорционированные реакции)

II.Внутримолекулярные реакции

а). Ок-ль и в-ль разные элементы в составе одной молекулы

KCLO3 = KCL +O2

(NH4)2Cr2O7 = K2 + Cr2O3 + H2O

б).ок-ль и в-ль один и тот же элемент в составе одной молекулы

S + NaOH = Na2S + Na2SO3 + H2O

K2MnO4 + H2O = KMnO4 + MnO2 + KOH

(диспропорционированые реакции)

Ок-ль – элемент отдающий электроны.

Восст-ль – элемент присоед. электроны.

Типичные восст-ли:

1).Ме в форме простых тел

2).неМе (C, H2)

3). элементы в составе соединений в низших степенях ок-я (NH3, H2S, HJ, CuCL, SnBr2,FeSO4)

Типичные ок-ли:

1).неМе в форме простых в-в (электроотрицат. элементы) (O2, F2, CL2)

2). Элементы в составе  соединений в высших степенях  ок-я (KMnO4, K2CrO7, CuCL2, SnCL, FeCL3, HCL, H2SO4, HNO3)

Окислит.-восст. двойственность. Большинство элементов имеют переменные степени ок-я. В высшей степени ок-я элемент может быть только ок-лем. В низшей – только восст-лем. В промежуточной – может быть и тем,  и другим, т. е. проявлять окислит.-восст. двойственность.

Составление ур-ний ок.-восст. р-ций.

Помимо написания продуктов р-ции необходимо подобрать коэф-ты ок.-восст. р-ции.

Порядок подбора коэф-тов:

1).Находим степень ок-я всех элементов

2).Опред. какие элементы меняют степень ок-я

3).Сост. схемы процессов  ок-я и восст-я

4).Т. к. число отданных электронов  должно быть равно числу принятых, то вводим дополнит. множители, устанавливающие баланс

5).Складываем схемы ок-я и восст-я

Методы:

1.Метод полного баланса (универсальный)

4NH3 + 5O2 = 4NO2 + 6H2O

N-3 – 5e = N+2

O20 + 4e = 2O-2

2.Метод электронно-ионного  баланса. Поскольку в ок.-восст. реакциях могут участвовать твердые, газообразные в-ва, то при расстановке коэф-тов этим методом это нужно учесть. Этот метод пригоден только для р-ров электролитов.

KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 = MnSO4 + K2SO4 + H2O

KMnO4 + K2SO3 + H2O = MnO2 + K2SO4 + KOH

KMnO4 + K2SO3 + KOH = K2MnO4 + K2SO4 + H2O

 

7.  Тепловой эффект химической  реакции. Термохимическое уравнение. Энтропия. Энергия гибса. Критерий самопроизвольности

 

Практически все реакции сопровождают или выделением или поглощением энергии, т.е. тепловым эффектом. Если тепло выделяется – экзотермические; поглощается – эндотермические.

Уравнение химической реакции называют термохимическим.

Существуют 2 шкалы отсчета тепловых эффектор:

1).химическая – тепло поступает из системы во внешнюю среду Q

2).термодинамическая – тепло поступает в систему из вне dH

Экзо-Q>0;dH<0

Эндо-Q<0;dH>0

 

Абсолютное значение энтальпии системы измерить невозможно, но для химии важен процесс изменения энтальпии. Слово изменение часто опускается.

Тепловой эффект образования более сложного вещества из простых называется энтальпией (теплотой) образования dHf.

Тепловой эффект образования сложного вещества из простых находящихся в стандартном состоянии, обозначается как стандартная энтальпия образования. Стандартное состояние – состояние с минимальной энтальпией и стандартными условиями. Станд. условия: 298К, 101кПа.

Энтальпия образования более устойчива при с.у. Аллотропная модификация простого вещества принимается равной 0.

 

Энтропия. Если возможность протекания экзопроцессов обуславливается стремлением системы к мин. энергии, то возможность к самопротеканию эндопроцессов связано с другим свойством – энтропия.