Билет №1. Химическая система. Вещество и химические превращения. Химический элемент. Простое и сложное вещество. Основные свойства химических систем. Химическая двойственность. Типы химических реакций. Химическая система

Скачать 425.13 Kb.

Название	Билет №1. Химическая система. Вещество и химические превращения. Химический элемент. Простое и сложное вещество. Основные свойства химических систем. Химическая двойственность. Типы химических реакций. Химическая система
страница	3/4
Тип	Документы

1 2 3 4

*Координационное число – число мест вокруг комплексообразователя, занятых лигандами.

Типы комплексов:

Катионные [Cu(NH3)4]І⁺
Анионные [HgI4]І‾
Нейтральные (молекулярные; не имеют внешней сферы): [Fe(CO)5]°, [Co(NH3)3(NO2)3]°.

Взаимосвязь строения комплексов и гибридизации орбиталей комплексообразователей:

- число гибридных орбиталей соответствует КЧ комплексообразователя.

*Внутрикомплексные соединения(хелатные соединения) – циклические соединения, в которых центральный атом входит в состав одного или нескольких циклов из ковалентных связей по донорно-акцепторному или обменному механизму.

*Двойные соли – являются сильными электролитами и в растворах диссоциируют полностью, т.к. связи между катионами металла и анионами кислотного остатка носят ионный характер: KAl(SO₄)₂K⁺+Al³⁺+2SO₄^2-

Разрушение комплекса.

Комплекс может быть разрушен или кислотой или реагентом, который может образовать с центральным атомом труднорастворимое соединение. [Ag(NH3)2]OH + 3HNO3 = AgNO3 + 2NH4NO3 + H2O

Чтобы определить разрушится ли комплекс при добавлении реактива, дающего с ионами комплексообразователя малорастворимые соединения, нужно рассчитать ПК(произведение концентрации) и сравнить с ПР.

Для расчета ПК требуется определить концентрацию ионов комплекса по численному значению Кн.

Кн – константа нестойкости, характеризует относительную устойчивость комплексного иона. Если ПК>ПР – то комплекс может быть разрушен.

Билет №11. Электрохимические процессы. Окислительно-восстановительные реакции. Окислители и восстановители. Методы составления уравнений ОВР. Направление реакций ОВР. Двойной электрический слой, электродный потенциал, гальванический элемент, электродвижущая сила. Уравнение Нернста.

В основе электрохимических процессов лежат ОВР.

*Электрохимический процесс – процесс взаимного превращения химической и электрической форм энергии.

*Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции (ОВР) — Химические реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

*Восстановителем является атом, молекула или ион, отдающий электроны.

*Окислителем является атом, молекула или ион, принимающий электроны.

Окисление — это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Если атом отдает свои электроны, то он приобретает положительный заряд.

Восстановление — это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Если атом присоединяет электроны, то он превращается в отрицательно заряженный ион.

Методы составления уравнения ОВР:

Электронного баланса складывается из следующих этапов:

а) записывают схему реакции (формулы реагентов и продуктов), а затем находят элементы, которые повышают и понижают свои степени окисления, и выписывают их отдельно: MnCO₃ + KClO₃ → MnO₂ + KCl + CO₂; Cl⁵⁺ → Cl⁻; Mn²⁺→ Mn⁴⁺

б) составляют уравнения полуреакций восстановления и окисления, соблюдая законы сохранения числа атомов и заряда в каждой полуреакции: полуреакция восстановления Cl⁵⁺ + 6e− = Cl⁻; полуреакция окисления Mn²⁺− 2e− = Mn⁴⁺

в) подбирают дополнительные множители для уравнения полуреакций так, чтобы закон сохранения заряда выполнялся для реакции в целом, для чего число принятых электронов в полуреакциях восстановления делают равным числу отданных электронов в полуреакции окисления: Cl⁵⁺ + 6e− = Cl⁻ * 1; Mn²⁺ − 2e− = Mn⁴⁺ * 3

г) проставляют (по найденным множителям) стехиометрические коэффициенты в схему реакции (коэффициент 1 опускается):

3MnCO₃ + KClO₃ = 3MnO₂ + KCl + CO₂

д) уравнивают числа атомов тех элементов, которые не изменяют своей степени окисления при протекании реакции (если таких элементов два, то достаточно уравнять число атомов одного из них, а по второму провести проверку). Получают уравнение химической реакции: 3MnCO₃ + KClO₃ = 3MnO₂ + KCl + 3CO₂

Метод электронно-ионного баланса складывается из следующих этапов:

а) записывают формулы реагентов данной реакции: K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ + H₂S и устанавливают химическую функцию каждого из них (здесь K₂Cr₂O₇ ⁻ окислитель, H₂SO₄ − кислотная среда реакции, H₂S − восстановитель);

б) записывают (на следующей строчке) формулы реагентов в ионном виде, указывая только те ионы (для сильных электролитов), молекулы (для слабых электролитов и газов) и формульные единицы (для твердых веществ), которые примут участие в реакции в качестве окислителя (Cr₂O₇²⁻ ), среды (Н⁺ − точнее, катиона оксония H₃O⁺) и восстановителя (H₂S): Cr₂O₇²⁻ + H⁺ + H₂S

в) определяют восстановленную форму окислителя и окисленную форму восстановителя, что должно быть известно или задано (так, здесь дихромат-ион переходит катионы хрома(III), а сероводород − в серу); эти данные записывают на следующих двух строчках, составляют электронно-ионные уравнения полуреакций восстановления и окисления и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакций: полуреакция восстановления Cr2O72− + 14H+ + 6e− = 2Cr3+ + 7H2O * 1

полуреакция окисления H2S − 2e− = S(т) + 2H+ * 3

г) суммируя уравнения полуреакций, составляют ионное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись (б):

Cr2O72− + 8H+ + 3H2S = 2Cr3+ + 7H2O + 3S(т)

д) на основе ионного уравнения составляют молекулярное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись (а):

K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3H2S = Cr2(SO4)3 + 7H2O + 3S(т) + K2SO4

Для определения направление самопроизвольного протекания окислительно-восстановительной реакции необходимо вычислить ЭДС реакции : ЭДС=Е(ок-ля)-Е(вос-ля), ЭДС<0 – в обратном, ЭДС>0 – в прямом.

Двойной электрический слой - тонкий поверхностный слой из пространственно разделенных электрических зарядов противоположного знака, образующийся на границе двух фаз.

Электро́дный потенциа́л — разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом.

*Электрод – проводник, имеющий электронную проводимость и находящийся в контакте с ионным проводником.

Гальванический элемент – электрохимическая система преобразующая химическую энергию в электрическую.

Уравнение Нернста для электродного потенциала.

Me^o_{вос.фаза}– Ze^˗Me⁺^Z_{ок.фаза} – электродная реакция

E = E° + (RT/ZF)*ln(С(ок.фаза)/С(вос.фаза)), где F = 96485 kл/моль(число Фарадея), Z – зарядовое число аниона

Измерить отдельный электродный потенциал нельзя, а можно измерить разность двух электродов. По этому пользуются системой относительных электродных потенциалов. Потенциал станд. водородного электрода принимают равным нулю при любой температуре.

Билет №12. Коррозия металлов. Виды коррозии. Специфика электрохимической коррозии. Примеры коррозии в системах цинк-медь, железо-цинк. Методы защиты от коррозии.

Коррозия – это разрушение металла в результате его физико-химического взаимодействия с окружающей средой.

Виды коррозии (По механизму протекания):

Химическая-происходит прямое гетерогенное взаимодействие металла с окислителем окружающей среды:

а) Газовая коррозия: В газах и парах без конденсации влаги на поверхности металла, обычно при высоких температурах (окисление металла кислородом воздуха).

б) Коррозия в неэлектролитах: В агрессивных жидкостях, таких как сернистая нефть и т.д.

Электрохимическая - характерна для сред имеющих ионную проводимость. При электрохим. коррозии процесс взаимодействия металла с окислителем включает анодное окисление металла и катодное восстановление окислителя. Может протекать: в электролитах, в атмосфере любого влажного газа, в почве.

Методы защиты от коррозии.

Протекционная защита (К предмету подключается деталь из более активного металла, которая будет разрушаться.)
Катодная защита-это электрохимическая защита, основанная на наложении отрицательного потенциала на защищаемую деталь.

б) Катодное покрытие

анод: Fe – 2e = FeІ⁺

катод: 2H⁺ + 2e = H₂ (Sn)

Fe | FeІ⁺ | H⁺ | H₂ (Sn)

Металлическое покрытие

a) Анодное покрытие:

Более активный металл, долговременная защита

анод: Zn – 2e = ZnІ+

катод: 2H⁺ + 2e = H₂ (Fe)

Zn | ZnІ⁺ | H⁺ | H₂ (Fe)

Покрытие из лаков, красок
Лигирующие добавки. При лигировании в состав сплава вводят компоненты, вызывающие пассивность металла. В качестве таких компонентов применяют хром, никель, вольфрам.

Окислителями при коррозии служат молекулы О₂, Cl₂, H⁺, FeI⁺, и др.

Билет №13. Водород. Особенности его положения в ПСЭ. Химические свойства.

Водород – самый распространенный элемент во вселенной и широко распространенный на Земле. Содержание его в земной коре сост. 3% (масс. доля)

Электронная конфигурация: 1S¹.

По своей восстановительной способности, он имеет сходство с S – элементами первой группы.

Однако водород характеризуется высокой энергией ионизации, способен принимать один электрон для завершения первой оболочки. По этому его иногда помещают в 7 группу периодической системы. В тоже время водород не относится к p- элементам, по этому его место как в 7 так и в 1 группе – условно.

Водород имеет три изотопа: протий ¹H, дейтерий ²H и тритий ³H, причем тритий – радиоактивны изотоп.

Химические свойства водорода:

Молекулы водорода Н₂ довольно прочны, и для того, чтобы водород мог вступить в реакцию, должна быть затрачена большая энергия: Н₂ = 2Н − 432 кДж
Поэтому при обычных температурах водород реагирует только с очень активными металлами, например с кальцием, образуя гидрид кальция: Ca + Н₂ = СаН₂
и с единственным неметаллом — фтором, образуя фтороводород: F₂ + H₂ = 2HF
С большинством же металлов и неметаллов водород реагирует при повышенной температуре или при другом воздействии, например при освещении: О₂ + 2Н₂ = 2Н₂О
Взаимодействие с оксидами металлов: CuO + Н₂ = Cu + Н₂O
Восстановительные свойства водорода: N₂ + 3H₂ → 2NH₃

Билет №14. Свойства s- и d-металлов I и II групп. Сравнение строения и реакционной способности.

Атомы S – металлов имеют на внешнем электронном уровне соответственно 1 или 2 электрона nS¹ или nS². Степени окисления их ионов в большинстве случаев равны +1, +2. По мере увеличения порядкового номера атомов растут их радиусы и уменьшаются энергии ионизации. Все S- металлы, кроме бериллия имеют невысокие значения температур плавления. Значения их стандартных электродных потенциалов ниже – 2.0 В (кроме бериллия).

Все S – металлы (кроме бериллия и магния) бурно реагируют с водой с выделением водорода.

M + H2O = MOH + (1/2)H2

M + 2H2O = M(OH)2 + H2

Реакционная способность S – металлов с водой возрастает с увеличение атомного номера в группе.

Щелочные металлы.

Все они – очень химически активные вещества, причем их активность возрастает от Лития к Францию. Так Рубидий и Цезий реагируют с водой с взрывом, Калий с воспламенением выделяющегося Водорода, а Натрий и Литий без возгорания.

С кислотами взаимодействуют бурно (опасно), восстанавливая их до низшей степени окисления, например:

8Na + 4H2SO4 = Na2S + 3Na2SO4 + 4H2O

Металлический Литий применяют также в термоядерных реакторах для получения Трития.

(6,3)Li + (1,0)n = (3,1)H + (4,2)He

Билет №15. Свойства d-элементов 3 группы и 4f-элементов. Лантаноиды. Лантаноидное сжатие. Зависимость химических свойств лантаноидов от степени их окисления. Свойства церия и европия. Основные методы разделения. Области применения РЗЭ и их соединения.

d-элементы: Sc, Y, La, Ac. Электронная формула: Э[…] ( n-1)d¹ns²
f-элементы: Ln(Ce-Lu), An(Th-Lr). Электронная формула: Ln[…] 4f^1-14[5s²5p⁶]5d⁰⁽¹⁾6s², An[…] 5f^2-146d⁰⁽¹⁾7s²

Общие свойства элементов III группы:

Все элементы имеют общую валентность III и общий состав химических соединений.
Элементы характеризуются металлическими свойствами, за исключением бора.
Для оксидов и гидроксидов характерны основные свойства, кроме Al, Ga, Sc.
Элементы имеют подобные растворимые и нерастворимые соединения.

Различные свойства:

Элементы главной подгруппы имеют иное электронное строение. Являются р-элементами (менее активные металлы).
d- и f- элементы имеют на внешнем уровне ns- два электрона, поэтому являются типичными металлами.
Различие в свойствах элементов побочных подгупп определяется электронным строением предшествующих электронных слоев.

Лантаноиды – элементы, следующие за лантаном и имеющие сходные с ним свойства.

Радиусы атомов и ионов РЗЭ уменьшаются от La к Lu – эффект «лантаноидного сжатия».

Зависимость химических свойств лантаноидов от степени их окисления: ???

Свойства Церия:

Электронная конфигурация атома церия Се[…] 4f²[5s²5p⁶]5d⁰6s².
Церий активный металл.
Церий взаимодействует при нагревании с большинством неметаллов (O₂, H₂, N₂, Cl₂, С, S, P и т.д.) с образованием бинарных соед.

2Ce+N₂(450-500^oC) 2CeN

Бурно взаимодействует с кислородом: Ce+O₂CeO₂
Реагирует с водой с выделением H₂. В ряду активности Церий и др. лантаноиду можно расположить между Ca и Mg:
Ce+3H₂OCe(OH)₃+3H₂

1 2 3 4

	Методические указания и программа дисциплины «i-я производственная практика» Методические указания предназначены для студентов третьего курса дневного отделения факультета химической технологии и экологии...		Л1: Строение атома и периодический закон Д. И. Менделеева. Электронная структура атома Химия – наука, изучающая вещества, их строение, свойства и превращения. Превращения одних веществ в другие вещества называются химическими...
	Вопросы для подготовки к экзамену по курсу общей химии для ффкэ и 037 гр Термодинамическая система, параметры и функции состояния (энтальпия, энтропия, энергия Гиббса) Вероятность протекания химических...		Объявление дополнительного конкурс По программе фундаментальных исследований президиума ран “физико-химическая биология”
	Строение атома При химических реакциях ядра атомов остаются без изменений, изменяется лишь строение электронных оболочек вследствие перераспределения...		Учебно-методический комплекс дисциплины «Промышленная экология» Специальность — 240403. 65 Химическая технология природных энергоносителей и углеродных материалов
	Наука о связях между составом, строением и свойствами материалов... Все материалы по химической основе делятся на две основные группы — металлические и неметаллические. К металлическим относятся металлы...		Учебно-методический комплекс дисциплины «Практический курс иностранного языка» «Химия», 020101. 65 (011033) «Отделение медицинской химии», 020101. 65 (011017) «Отделение биоорганической химии и биотехнологии»,...
	Муниципальный этап всероссийской олимпиады школьников По географии Климат умеренно-континентальный, осадков выпадает около 650мм. Отраслями специализации региона являются машиностроение, электроэнергетика,...		Методические указания по подготовке к практическому занятию и выполнению... И. Менделеева как естественная классификация химических элементов по их электронным структурам, которые определяют физические и химические...

Похожие: