Скачать .docx  

Реферат: Шпоры по химии

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.

К2 S→2K⁺+S²ˉ pH>7

Ступень I. S²ˉ+H⁺OHˉ⇆(HS)ˉ+OHˉ 2K⁺+S²ˉ+HOH⇆(HS)ˉ+OHˉ+2K⁺

К2 S+HOH⇆KHS+KOH

Ступень II. (HS)ˉ+HOH⇆H2 S+OHˉ

K⁺ +(HS)ˉ+HOH⇆H2 S+OHˉ+K⁺

KHS+HOH⇆H2 S+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≈7

Mg²⁺+S²ˉ+2H⁺OHˉ⇆Mg(OH)2 +H2 S

MgCl2 +Na2 S+2H2 O→

Na2 SO4 →2Na⁺+SO4 ²ˉ 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+H2 O

H⁺+OH¯→H2 O – слабый электролит

3. Образование газа K2 CO3 +2HCl→2KCl+CO2 ↑+H2 O

CO3 ¯+2H⁺→ CO2 ↑+H2 O

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 +2H2 O

Be(OH)2 +2H⁺→Be²⁺+2H2 O,иливкомпл.в:

Be(OH)2 +2HCl+2H2 O→[Be(H2 O) 4 ]Cl2

Be(OH)2 +2H⁺+2H2 O→[Be(H2 O) 4 ]²⁺

Be(OH)2 +2NaOH→Na2 BeO2 +2H2 O

Be(OH)2 +2ОНˉ→BeO2 ²ˉ+2H2 O

Be(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 2H2 O+2ē→H2 +2OHˉ

Mg+H2 O→

φ(Mg(OH)2 /Mg)=-2.36

φ(H2 O/H2 )=-0.413 φ окисл.>φ вост – реакция идёт

1|Mg˚+2H2 O - 2ē→Mg(OH)2 +2H⁺

1|2 H 2 O +2ē H 2 +2 OH ˉ _

Mg+4H2 O→Mg(OH)2 +H2 +2H⁺+2OHˉ

Mg+2H2 O→Mg(OH)2 +H2

Нек. 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+H2 O→

φ(AlO2 ˉ/Al)=-2.36

φ(Al2 O/H2 )=-0.827 φ окисл.>φ вост – ре-акция идёт

2|Al˚+4OHˉ - 3ē→AlO2 ˉ+2H2 O

3|2 H 2 O +2ē H 2 +2 OH ˉ _

2Al+8OHˉ+6H2 O→2AlO2 ˉ+4H2 O+3H2 +6OHˉ

2Al+2NaOH+2H2 O →2NaAlO2 +3H2

кислоты по отношению к Ме дел. на 2-е группы(какой ион явл. окислит.)

H⁺ Кислотный остаток – окислит.
HCl ,H2 SO4 р. H2 SO4 к. , HNO3 р. , HNO3 к.

1. Ме+H2 SO4 р. →МеSO42

φ(H/2H⁺)=0 φ(Ме)<0

1.Ме+H2 SO4 к.→МеSO4 + H2 O+прод. вост . кисл . ост .

Li-Zn ( H2 S) Cr-H( S˚) после Н ( SO2 )

φ(SO4 ²ˉ/S)>1

SO4 ²ˉ→ H2 S

SO4 ²ˉ→S

SO4 ²ˉ→SO2

2. Ме+HNO3 р→МеNO3 +H2 O+пр . вост . кисл . ост .

Li-Zn ( NH4 ⁺,NH4 NO3 ) Cr-H( N2 O) после Н ( NO)

φ(NO3 ˉ)>1

3. Ме+HNO3 к→ МеNO3 + H2 O + пр . в кисл . ост .

Li-Zn (NO) Zn- (NO2 )

Пример. Au+3V HCl+HNO3 →AuCl3 +NO2 +H2 O


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

Li2 O

Cu2 O

CuO

MnO

SO2

SO3

P2 O5

*нек.Me

Mn2 O7

CrO3

ZnO

PbO

Al2 O3

Cr2 O3

LiOH

CuOH

Cu(OH)2

Mn(OH)2

H2 SO3

H2 SO4

H2 PO4

*нек. Ме

HMnO4

H2 CrO4

Zn(OH)2

Pb(OH)2

Al(OH)3

Cr(OH)3

Na2 CO3

CuCl2

NaHCO3

гидроксокарбонат натрия

CuOHCl

гидроксохлорат меди

не электролиты электролиты

Слабые электролиты КА⇆К⁺+А¯ α , К дисс.

кислоты основания соли

HF , H2 S , HNO2 , H2 SO3 , H2 CO3 , H2 SiO3 , HCN , HSCN , CH3 COOH , H3 PO4

HClO

все нерастворимые

в воде и NH4 OH–сл

(NH4 – H2 O)

Fe(SCN)3 – родонит железа,

СdCl2 ,HgJ2

H2 CO3 ⇆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 , H2 SO4 , HMnO4 , HClO4 , H2 CrO4

все растворимые

в воде кроме NH4 OH

почти все. кислые – раств.

основн.-нераст.

Na2 CO3 →2Na⁺+CO3 ²¯

Таблица для решения ОВР.

среда Кислая H⁺,H2 О Щел. OHˉ, H2 О Нейтральная H2 О

Связ.изб. Oˉ²

NO2 ˉ→ NO3

Oˉ²+2H⁺→H2 О Oˉ²+ H2 О →2OHˉ Oˉ²+ H2 О →2OHˉ

Внесен. недост.Oˉ²

NO2 ˉ→NO3 ˉ

H2 О→Oˉ²+2H⁺ 2OHˉ→Oˉ²+ H2 О H2 О→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 B

φ(Al³⁺/Al)=-1.66

φ(Mg²⁺/Mg)=-2.36

φ(2H⁺/ H2 )=0

φ(O2 / H2 O)=+1.22

φ(Fe(OH)2 /Fe)=-0.46

φ(Al(OH)3 /Al)=-1.88

φ(Mg(OH)2 /Mg)=-2.36

φ(H2 O/H2 )=-0.413

φ(O2 /4OHˉ)=+0.814

φ(Fe(OH)2 /Fe)=-0.874

φ(AlO2 ˉ/Al)=-2.36

φ(Mg(OH)2 /Mg)=-2.69

φ(Al2 O/H2 )=-0.827

φ(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.

2.Давление гомоген.(для газов) – прямая завис. При увел. давлен концентрация растёт прям пропорционально.

3.Температура – прям. з. При небольших изменениях температуры скорость реакции рассчитывается по правилу Вант-Гоффа: При увеличении темрературы на каждые 10° скорость реакции увеличивается от 2 до 4 раз. V т2=V т1 *γ↑((Т2-Т1)/10)

4.Площадь для гетероген (прямая) 5. Природа веществ. 6.Катализаторы(ускор.р.) или ингибиторы(замедл.р.)

Уравнение Аррениуса (справедливо для больших интервалов ∆ t)

Еа – энергия активизации – избыток энергии по сравнению со средним уравнем энергии вещества необход. для накапливания хим. реакции. Высок. t уменш. Еа

K=K0*e↑(-(Ea/R*T)) , К – константа скорости(физич. смысл. – скорость реакции при опред. концентрации(1 моль/1 литр)), К0 – пост. множитель

↑ Т => ↓ Ea => ↑ K => ↑V

Влияние катализатора на скорость, Катализ процесс:

Гомогенный – ускорение во всём объёме Гетерогенный – на гране раздела фаз

Катализатор снижает Еа

Химическое равновесие

Обратимые реакции – протекающие при одних и тех же условиях в сторону прямой и обратной реакций.

Для колич. оценки хим. равновесия используют константу равновесия. К х.р.=К пр./К обр.=[C] *[D] /[A]ⁿ*[B]ⁿⁿ , K х.р.=1-хим.равновес.,К х.р.>1-пр.р.,К х.р.<1-обр.р.

Сдвиг хим. равновесия. Сдвиг происходит по принципу Ле-Шателье: Если изменить одно из условий равновесия, то оно сместится в сторону противодействия измения.

1.Изменен. концентр. 2.Изменение темпер . ↑Т эндо ,↓Т экзо 3.Изменен. давлен . ↑Р меньшых объема ↓Р большых объёмов 4.Катал. ускор. обе р., но равновес. несмещ.

РАСТВОРЫ.

Растворы – однородн. или гомогенные сист. состоящие из двух и более компонентов: 1.Растворитель(то чего больше не меняющ. агр. сост. вещ-ва) 2.Растворим. вещ-ва растворитель вода – растворы гидраты , др-е растворы – саль ваты

Процесс растворения – физ.-хим. процесс. Признаки физ. – механ. смесь, химического – образование хим. связи и тепловые явления.

Энергетика процесса растворения . Процесс: 1.Разрушен. кристалич. решетки вещества ∆Н разр.>0;

2.Дифузия частиц растворён. веществ сквозь частицы раствора ∆Н диф.≈ 0; 3.Процесс гидратации ∆Н гидр.< 0.

Т.о. ∆Н раствора=∆Н разр.+∆Н диф.+∆Н гидр.

При растворении(расплавлении) нек. вещества диссоциируют (распадаются на ионы). Их растворы проводят ток – электролиты .

Не электролиты – оксиды и почти все органические вещества.

Электролиты характеризуются : 1.Степенью диссоциации α=число продиссоц.молек./общ.число молекул - зависит от прир. электрол.,от Т(пр.проп.), концентр(обр.пр.)

α>30% - сильн. эл., α<3% - сл. эл., αÎ (3%;30%) – ср.силы.

2.Константа диссоциации. Сл. эл: КА⇆К⁺+А¯ Сил. эл: КА→ К⁺+А¯ (КА – молекула) К равновес.=К диссоц.=[ К⁺]*[ Аˉ]/[KA]

К диссоц. имеет смысл только для слабого электролита(обр. процесс)

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+H2 O

H⁺+OH¯→H2 O – слабый электролит

3. Образование газа K2 CO3 +2HCl→2KCl+CO2 ↑+H2 O

CO3 ¯+2H⁺→CO2 ↑+H2 O

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕИЯ

К.с. – сложн. соед. сост. из более простых, способных к самостоятельному сущ.

Пример. HgJ2 *2KJ

Свёрнутый вид: К2 [HgJ4 ] число легандовкоординационное число (к.ч.)

Лучшие компл. образователи – ионы d-элементов(эл. побочн. групп), т.к. у них малый радиус

Мианды – отрицат. Ионы или нейтральн. молек.: J¯, F¯, Cl¯, NO2 ¯, OH¯ или H2 O , NH3

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 +2H2 O

Be(OH)2 +2H⁺→Be²⁺+2H2 O,иливкомпл.в:

Be(OH)2 +2HCl+2H2 O→[Be(H2 O) 4 ]Cl2

Be(OH)2 +2H⁺+2H2 O→[Be(H2 O) 4 ]²⁺

Be(OH)2 +2NaOH→Na2 BeO2 +2H2 O

Be(OH)2 +2ОНˉ→BeO2 ²ˉ+2H2 O

Be(OH)2 +2NaOH→Na2 [Be(OH)4 ]

Be(OH)2 +2ОНˉ→[Be(OH)4 ]²ˉ

Гидролиз солей

Г. – взаимодействие ионов соли с ионами воды, в рез. котор. равновес. воды смещается и среда становится кисл. или щелочной.

H2 O→H⁺+OH¯ К диссоц.=[Н⁺]*[ОНˉ]/[H2O] → К диссоц.*[H2 O] =[Н⁺]*[ОНˉ]=К H2 O=1Е-14 - ионное произведение воды

Виды сред.

1. [Н⁺]=[ОНˉ]=1Е-7 нейтралная среда(рН=7); 2. [Н⁺]>[ОНˉ] кислая среда(рН<7); 3. [Н⁺]<[ОНˉ] щелочная(рН>7)

рH=-lg[Н⁺] pOH=-lg[ОНˉ] pН+pОН=14

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.

К2 S→2K⁺+S²ˉ pH>7

Ступень I. S²ˉ+H⁺OHˉ⇆(HS)ˉ+OHˉ 2K⁺+S²ˉ+HOH⇆(HS)ˉ+OHˉ+2K⁺

К2 S+HOH⇆KHS+KOH

Ступень II. (HS)ˉ+HOH⇆H2 S+OHˉ

K⁺ +(HS)ˉ+HOH⇆H2 S+OHˉ+K⁺

KHS+HOH⇆H2 S+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≈7

Mg²⁺+S²ˉ+2H⁺OHˉ⇆Mg(OH)2 +H2 S

MgCl2 +Na2 S+2H2 O→

Na2 SO4 →2Na⁺+SO4 ²ˉ pH=7

Соль гидролизу не подвергается.

Глубину гидролиза можно опред. сл. обр.:

1.Степень гидролиза – h – отношен. числа прогидролизовавшихся молекул к общ. числу молекул. Зависит от природы соли, темпер. и концентр.

Константа гидролиза К гид.=К H2 O/К дис.сл.электролитов h=√(К гид./С соли)

2. Молярн. концентрация(молярность) С м=h/V=m р.в./M р.в.*V

3. Моляльная конц.(моляльность) – кол-во молей раств. вещ-ва в 1000 г. ратворит. См=n/V=m р-ва/∋*V , ∋ - эквивалент (или m э)

Э к-ты=М к-ты/число H⁺ Э осн-я=М осн/число ОH⁺ Э соли=М соли/число атомов Ме*степ. окислен. Ме

Закон эквивалентов : все взаимод. и получ. вещ-ва наход. в экви. колич. NaOH+HCl=NaCl+H2 OnNaOH=NHCl=nNaCl=nH2 OcNaOH*VNaOH =cH(HCl)*VHCl

Окислительно-востановительные реакции.

ОВР – реакции идущие с изменением степени окисления элементов при переходе электронов.

Окислители . 1.Простые или сл. в которых элем. наход. в макс. степ. окислен. Mg²⁺, Mg⁺⁷O4 ,(CrO4 )²ˉ

2. F2 , O2

Восстановители. 1.Прост. или сложн. частицы в котор. элемент находится в мин. cтеп. окислен. NH3 , S

Окислители и восстановители .1.Атомы и молекулы металов (кр. O2 и F2 ) Сl2 , Br2 , N2 , S˚ ,P˚

2.Прост. и сложн. частицы в котор. элемент находится в промежут. cтеп. окислен. (SO3 )²ˉ, Fe , (NO2

Направления ОВР. Электродные потенциалы.

Гальванические элементы. Самрпоизв. электроны идут от вост. к окислит., когда φ окисл.>φ вост., ξ = φ окисл.-- φ вост.>0 - усл. самопроизв. протекан. ОВР.

Электродный потенциал Ме. Под действ. полярн. молек. воды и отрицат. ионов кислотн. остатка, положит. ионы Ме и сталкиваются на границе Ме – р-р. В рез. образ. двойной электронный слой с опред. раз. потенциалов наз. электродным потенциалом.

Используют относительные величины потенциалов.

Измерение электродных потенциалов. Гальванич. элементы – приборы в котор. энергия ОВР преобразуется в электрический ток.

Для измерен. потенциалов металов и всех др. частиц создают гальван. элем. в котор. один электрод водородный φ(Н˚2 /2Н⁺), а второй измеряемый.

Возникающая при этом ЭДС и есть величина потенциала. ξ = φ измер. -- φ(Н˚2 /2Н⁺) –эталонный

Устройство медно-цинкового гальванического элемента.

φ(Zn˚/Zn)=-0.76 В

φ(Сu˚/Cu²⁺)=+0.34 B

ξ = φ окисл.-- φ вост=1.1 В

Анодный процесс: Zn˚-2ē→Zn²⁺ анод – восстановитель

Катодный процесс: Cu ² +2ē С u ˚ катод – окислитель

Zn˚+ Cu²⁺= Zn²⁺+Сu˚

(-)(A) Zn˚| ZnSO4 ;1M||CuSO4 ;1M|Cu (K)(+)

Потенциал зависит от t, С, от природы ок-ва.

Если конц. отлич. от стандарт., то потенц. рассчит. по прав. Нернста : φ(OX/Red)=φ˚(OX/Red)+(RT/nF)*ln([OX]/[Red])

OX – окисл. форма, Red – вост. форма, RT/F=0.059, n – число электронов

φ(Меⁿ⁺/Ме)=φ˚( Меⁿ⁺/Ме)+(0.059/n)*lg[Меⁿ⁺] Пример. Ag|AgNO3 ;1M|| AgNO3 ;0.01M|Ag

φ(Ag⁺/Ag)=0.8+(0.059/1)*lg 10ˉ²=0.692 B

Взаимодействие Ме с окислит (кисл., щел., вода).

Взаимодействие Ме с водой. Взаимодействие Ме с раств. щелочью. Взаимодействие Ме с кислотами.

Вост. воды 2H2 O+2ē→H2 +2OHˉ

Mg+H2 O→

φ(Mg(OH)2 /Mg)=-2.36

φ(H2 O/H2 )=-0.413 φ окисл.>φ вост – реакция идёт

1|Mg˚+2H2 O - 2ē→Mg(OH)2 +2H⁺

1|2 H 2 O +2ē H 2 +2 OH ˉ _

Mg+4H2 O→Mg(OH)2 +H2 +2H⁺+2OHˉ

Mg+2H2 O→Mg(OH)2 +H2

Нек. 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+H2 O→

φ(AlO2 ˉ/Al)=-2.36

φ(Al2 O/H2 )=-0.827 φ окисл.>φ вост – ре-акция идёт

2|Al˚+4OHˉ - 3ē→AlO2 ˉ+2H2 O

3|2 H 2 O +2ē H 2 +2 OH ˉ _

2Al+8OHˉ+6H2 O→2AlO2 ˉ+4H2 O+3H2 +6OHˉ

2Al+2NaOH+2H2 O →2NaAlO2 +3H2

кислоты по отношению к Ме дел. на 2-е группы(какой ион явл. окислит.)

H⁺ Кислотный остаток – окислит.
HCl ,H2 SO4 р. H2 SO4 к. , HNO3 р. , HNO3 к.

1. Ме+H2 SO4 р. →МеSO42

φ(H/2H⁺)=0 φ(Ме)<0

1.Ме+H2 SO4 к.→МеSO4 + H2 O+прод. вост . кисл . ост .

Li-Zn ( H2 S) Cr-H( S˚) после Н ( SO2 )

φ(SO4 ²ˉ/S)>1

SO4 ²ˉ→ H2 S

SO4 ²ˉ→S

SO4 ²ˉ→SO2

2. Ме+HNO3 р→МеNO3 +H2 O+пр . вост . кисл . ост .

Li-Zn ( NH4 ⁺,NH4 NO3 ) Cr-H( N2 O) после Н ( NO)

φ(NO3 ˉ)>1

3. Ме+HNO3 к→ МеNO3 + H2 O + пр . в кисл . ост .

Li-Zn (NO) Zn- (NO2 )

Пример. Au+3V HCl+HNO3 →AuCl3 +NO2 +H2 O

Нек. Ме пассивируют под действием холодных кислот: H2 SO4 - Fe , Ti ; HNO3 - Cr

Коррозия Ме – самопроизв. разрушен. Ме под дейсвием агрессивной окружающей среды.

По элементам разрушен. различают:

хим. коррозию эл.-хим. коррозию

Под действ. с сухими газами при t˚(газовая) или с жидк. не электролитами

Ме+О2 , CO2 , CO , SO3 , Гг(галогены) →разр.

Ме+неэлектролиты

Скорость хим. коррозии зависит от природы Ме, свойств продукта окислен., t˚

При взаимод. Ме с жидк. электрол., с влажн. Воздухом и почвой

Поверхность Ме покрыта коррозионными гальвано парами (КГП)

Причины взаимодействия коразионных гальванопар : 1.Контакт Ме разн. активн.

2.Хим. неоднородность Ме

3.Неоднородность электролита

4.Неоднородность механического напряжения внутри

5.Блуждающие эл. токи.

Основные положения теории: 1.Коррозия происходит в том сл., если φ ме.> φ окисл.

2.наличие деполяризатора(окислителя)

Процесс деполяризации – отвод электронов с катодных участков при эл.-хим. коррозии веществами деполяризаторами.

Водородная деполяризация 2H⁺+2ē→H2 в кисл. среде \

2H2 O+2ē→H2 +2OHˉ нейтр., щелочной / - вод. деп.

Кислотная деполяризацияO2 +2H2 O+2ē→4OHˉ нейтр., щелочной \

O2 +4H⁺+4ē→2H2 O кисл. / -кис. деп.

Методы защиты Ме от коррозии.

1. Покрытия(защитные)

1.1 Металлические

1.1.1 Катодные φ защ.ме.< φ покр. (φFе<φAu)

1.1.2 Анодные φ защ.ме.> φ покр. (φFе>φAu)

1.2 Неметаллические покрытия

1.2.1 Хим. покрытие (обраб. спец. реагентом с образ.защитной плёнки)

1.2.2 Неорганическое покрытие

1.2.3 Органическое покрытие

2. Электрохимические методы (искусственно созд. коррозийной гальвано пары)

2.1 Протекторная защита φ ме.< φ прот.

2.2 Электролизация

3. Ингибиторная защита (замедление процесса)

4. Создание спец сплавов (антикоррозийных сплавов Cr, Ni,Ti)