Ответы по химии ворд
.docxТкип раствора не летучего вещества Tb всегда выше, чем Ткип. Чистого растворителя при том же давлении .
Понижение Т. крист растовров. Разность между Т крист. Растворителя раствора Тtr есть понижение T крист.
Понижение Т.крист. бесконечно разбавленных растворов не зависит от природы растоврённого вещества и прямо пропорционально моляльной концентрации раствора.
21)Электролит – вещество, которое проводит электрический ток, вследствие диссоциации на ионы, что происходит в растворах сплавах, или движении ионов.
Электролитическая диссоциация – процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.
Степень диссоциации – величина, характеризующая состояние равновесия в реакции диссоциации в гамогенных системах.
Константа диссоциации – вид константы равновесия, которая характеризует склонность объекта диссоциировать обратимым образом на частицы.
Сильный электролит – электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна 1-це и не зависит от концентрации раствора.
Слабый электролит – степень диссоциации меньше единицы и уменьшается с ростом конкуренции.
22) Ионное произведение воды зависит только от температуры. При диссоциации воды на каждый ион Н+ образуется один ион ОН-, следовательно, в чистой воде концентрации этих ионов одинаковы: [Н+] = [ОН-]. Используя значение ионного произведения воды, находим: [H+] = [ОН-] = моль/л. Таковы концентрации ионов Н+ и ОН- в чистой воде. Рас¬смотрим, как изменится концентрация при добавлении других веществ, например, соляной кислоты, которая диссоциирует в во¬де на ионы Н+ и Сl-. Концентрация ионов Н+ в растворе станет увеличиваться, но ионное произведение воды от концентрации не зависит - в таком случае уменьшается концентрация [ОН-]. Напротив, если к воде добавить щелочь, то концентрация [ОН-] увеличится, а [Н+] уменьшится. Концентрации [Н+] и [ОН-] взаимосвязаны: чем больше одна величина, тем меньше другая, и наоборот. Кислотность растворов обычно выражают через концентрацию ионов Н+. В кислых растворах [Н+] > 10-7 моль/л, в нейтральных [Н+] = 10-7 моль/л, в щелочных [Н+] < 10-7 моль/л. Чтобы не писать числа с показателем степени, кислотность раствора часто выражают через отрицательный логарифм концентрации ионов водорода, называя эту величинуводородным ателем и обозначая ее рН: pН = -lg[Н+]. Величина рН впервые была введена датским химиком С. Серенсоном. Буква “р” - начальная от датского слова potenz (степень), “Н” - символ водорода. В кислых растворах рН < 7, в нейтральных рН = 7, в щелочных pH > 7.
23) Химические реакции, протекающие в водном растворе при участии ионов, могут быть изображены молекулярным и ионным уравнениями. При этом в ионном уравнении все сильные электролиты записываются в виде ионов, а твердые и газообразные вещества и слабые электролиты (включая воду) в молекулярном виде Ионное уравнение нужно для того, что бы определить, будет идти реакция в растворах, или нет. Такие сокращенные ионные уравнения необходимо и достаточно описывают химическую реакцию, протекающую в водном растворе, их часто используют как таковые без составления молекулярных уравнений.
24) Гидро́лиз (от др.-греч. ὕδωρ — вода + λύσις — разложение) — один из видов химических реакций сольволиза, где при взаимодействии веществ с водой происходит разложение исходного вещества с образованием новых соединений. Механизм гидролиза соединений различных классов: соли, углеводы, белки, сложные эфиры, жиры и др. имеет существенные различия.
Типы гидролиза. 1. Если соль образована сильным основанием и слабой кислотой (например, CH3COONa), то в водном растворе она диссоциирует CH3COONa ↔ CH3COO-+ Na+ и остаток слабой кислоты стремится забрать протон у воды: CH3COO- + Н20 ↔ СН3СООН + ОН- Молекулярное уравнение гидролиза: CH3COONa + Н20 ↔ СН3СООН + NaOH При растворении в воде соли сильного основания и слабой кислоты раствор приобретает щелоч¬ную реакцию. При растворении солей многоосновных кислот гидролиз протекает ступенчато. 2. Соли слабого основания и сильной кислоты, например A12(S04)3, FeCl2, CuBr2, NH4Cl.Рассмотрим гидролиз FeCl. Первая ступень: FeCl2 + Н20 ↔Fe(OH)Cl + HCl, или Fe2+ + Н20 ↔Fe(OH)+ + Н+ Вторая ступень: Fe(OH)Cl + Н20↔ Fe(OH)2 + HCl, или Fe(OH)+ + Н20↔ Fe(OH)2 + Н+. В результате гидролиза солей слабого основания и сильной кислоты раствор приобретает кислую реакцию. 3. Соли слабого основания и слабой кислоты, например Al2S3, Cr2S3, CH3COONH4, (NH4)2CO3. При растворении в воде эти соли, как правило, гидролизуются полностью с образованием слабой кислоты и слабого основания: CH3COONH4 + Н20 ↔ СН3СООН + NH4OH или в ионном виде: CH3COO- + NH4-+ Н20 ↔СН3СООН +NH4OH Реакция среды в растворах подобных солей зави¬сит от относительной силы кислоты и основания. Так, при гидролизе CHgCOONH4 реакция рас¬твора будет слабощелочной, поскольку константа диссоциации гидроксида аммония (Кb = 6,3 *10-5) больше константы диссоциации уксусной кислоты (Ка= 1,75- 10-5). 4. Соли сильного основания и сильной кислоты(например, NaCl, Ca(NOg)2, K2S04) не гидролизуются, и растворы этих солей имеют нейтральную реакцию.
25) Полуреакцией восстановления называется реакция, описывающая превращение элемента-окислителя, записанная в ионном виде: 2H+ +2e- = H2 Полуреакцией окисления называется реакция, описывающая превращение элемента-восстановителя, записанная в ионном виде: Fe = Fe2+ + 2e- Суммарное уравнение и является уравнением ОВР, записанном в ионном виде. При "сложении" полуреакций окисления и восстановления каждую полуреакцию следует умножить на соответствующий коэффициент таким образом, чтобы в левой и правой части уравнения было одинаковое количество электронов. В данном случае и в левой, и в правой части по два электрона, поэтому умножать не нужно. (Точнее, эти коэффициенты равны единице). Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 - уравнение ОВР в ионном виде. Для перехода в стандартный вид добавим противоионы - в нашем случае хлорид-ионы Cl-. Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
Важнейшие восстановители: Металлы, Водород, Уголь, Окись углерода (II) (CO), Сероводород (H2S), Оксид серы (IV) (SO2), Cернистая кислота H2SO3 и ее соли, Галогеноводородные кислоты и их соли, Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3, Азотистая кислота HNO2, Аммиак NH3, Гидразин NH2NH2, Оксид азота(II) (NO), Катод при электролизе.
26) Полуреакцией восстановления называется реакция, описывающая превращение элемента-окислителя, записанная в ионном виде: 2H+ +2e- = H2 Полуреакцией окисления называется реакция, описывающая превращение элемента-восстановителя, записанная в ионном виде: Fe = Fe2+ + 2e- Суммарное уравнение и является уравнением ОВР, записанном в ионном виде. При "сложении" полуреакций окисления и восстановления каждую полуреакцию следует умножить на соответствующий коэффициент таким образом, чтобы в левой и правой части уравнения было одинаковое количество электронов. В данном случае и в левой, и в правой части по два электрона, поэтому умножать не нужно. (Точнее, эти коэффициенты равны единице). Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 - уравнение ОВР в ионном виде. Для перехода в стандартный вид добавим противоионы - в нашем случае хлорид-ионы Cl-. Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
Важнейшие окислители: Галогены, Перманганат калия(KMnO4), манганат калия (K2MnO4), оксид марганца (IV) (MnO2), Дихромат калия (K2Cr2O7), хромат калия (K2CrO4), Азотная кислота (HNO3), Серная кислота (H2SO4) концентрированная, Оксид меди(II) (CuO), оксид свинца(IV) (PbO2), оксид серебра (Ag2O), пероксид водорода (H2O2), Хлорид железа(III) (FeCl3),Бертоллетова соль (KClO3), Анод при электролизе.
27) Равновесные электродные потенциалы дают представление лишь о химическом поведении металлов в растворах электролитов, содержащих катионы того же металла. Если металл погрузить в другой электролит и в процессе обмена электронами будут участвовать катионы других металлов, то потенциал, возникающий в этих условиях на межфазной границе, будет неравновесным. Именно с неравновесными потенциалами чаще всего приходится сталкиваться в условиях коррозионного разрушения металлов. Их значения (в В) нередко сильно отличаются от значений равновесных потенциалов. Значения потенциалов существенно меняются при изменении pH среды, а также при замене воды как электролита на органическую среду. Так, в растворах органических кислот потенциал олова становится более электроотрицательным, чем потенциал железа. Это позволяет использовать олово в качестве протектора при защите черных металлов. Из сказанного следует, что при оценке коррозионного поведения металлов и при выборе средств противокоррозионной защиты важно учитывать характер контактирующей с металлом среды, ее влияние на формирование электродного потенциала. Точно измерить электродный потенциал достаточно трудно, так как необходимо, чтобы в процессе измерения не нарушалось равновесие на электродах. По этой причине невозможно получить точное значение Е с помощью обычного вольтметра: если мы замкнем цепь, используя вместо проводника вольтметр, то в ней начнет протекать довольно большой ток, который нарушит равновесие на электродах. Для измерения можно использовать специальные вольтметры с высоким входным сопротивлением (более 1012 Ом). При включении в цепь такого прибора протекающий ток слишком мал для оказания существенного влияния на электродное равновесие.
28)
29) Механизм электрохимической коррозии может протекать по двум вариантам: 1) Гомогенный механизм электрохимической коррозии: - поверхностный слой мет. рассматривается как гомогенный и однородный; - причиной растворения металла является термодинамическая возможность протекания катодного или же анодного актов; - К и А участки мигрируют по поверхности во времени; - скорость протекания электрохимической коррозии зависит от кинетического фактора (времени); - однородную поверхность можно рассматривать как предельный случай, который может быть реализован и в жидких металлах. 2) Гетерогенный механизм электрохимической коррозии: - у твердых металлов поверхность негомогенная, т.к. разные атомы занимают в сплаве различные положения в кристаллической решетке; - гетерогенность наблюдается при наличии в сплаве инородных включений. Электрохимическая коррозия имеет некоторые особенности: делится на два одновременно протекающих процесса (катодный и анодный), которые кинетически зависимы друг от друга; на некоторых участках поверхности электрохимическая коррозия может принять локальный характер; растворение основного мет. происходит именно на анодах. Поверхность любого металла состоит из множества короткозамкнутых через сам металл микроэлектродов. Контактируя с коррозионной средой образующиеся гальванические элементы способствуют электрохимическому его разрушению.