Ионообменные реакции (ИОР)
Молекулярные и ион-молекулярные уравнения ИОР
ИОР – реакции, протекающие в растворах электролитов между ионами, без изменения степеней окисления элементов. ИОР протекают в том случае, если в результате реакции образуется малорастворимые соединения, летучие соед-я, слабые электролиты (вода, слабые кислоты, слабые гидроксиды) и комплексные соединения.
KCl+NaNO3NaCl+KNO3
K++Cl-+Na++NO3-←→Na++Cl-+K++NO3-
KCl+AgNO3=AgCl↓+KNO3 - молекулярное уравнение
K++Cl-+Ag++NO3-=AgCl+K++NO3- иономолекулярное ур.
Сущность ИОР отражается иономолекулярным уравнением реакции. Для написания реакции в ионном виде условно принято: сильные электролиты расписывать на ионы, а слабые – нет. Сила электролита характеризуется двумя хар-ми: £ (альфа) – степень диссоциации, Кд – константа диссоциации. Сильные электролиты: £>30%, слабые ££>30% - средние.
К сильным электролитам относятся:
1) Сильные кислоты: соляная, серная, азотная, марганцевая, хлорная, хромовая. 2) Сильные гидроксиды: н-р: гидроксиды щелочных Ме (Iгр А) и щелочно-земельных (IIгр А). 3) Все растворимые соли
Н-р: Al2(SO4)3+3BaCl2=↓BaSO4+2AlCl3
2Al3++3SO42-+3Ba2++6Cl-=3BaSO4↓+2Al3++6Cl- ИМУ
SO42-+Ba2+=↓BaSO4 - краткое ИМУ
Одному ИМУ млжет соответствовать несколько МУ
Н-р: см предыдущий пример, а также
K2(SO4)3+Ba(NO3)2=↓BaSO4↓+2KNO3
2K++SO42-+Ba2++2NO3-=BaSO4↓+2K++2NO3- ИМУ
Ba2+ +SO42-=↓BaSO4↓ - краткое ИМУ
2Al(OH)3+Ba(OH)2=Ba[Al(OH)4]2
2Al(OH)3+Ba2++2OH-=Ba2++2[Al(OH)4]-



Окислительно-восстановительные реакции.
ОВР – реакции, в процессе которых изменяются степени окисления (окислительные числа) атомов (или элементов), входящих в состав реагирующих веществ.
В простых веществах степень окисления атомов равна 0. При вычислении степени окисления атомов в соединении следует иметь ввиду, что ст/ок атомов некоторых элементов остаются постоянными и не зависят от конкретного соединения: IА – щелочные Ме +1
IIА – щел/земельные Ме +2
F – фтор -1
В большинстве соединений H+1, O-2.
Степень окисления атомов элемента, для которого эта величина переменна вычисляется исходя из электронейтральности формулы любого хим элемента. Т.е. алгебрарическая сумма всех ст/ок атомов входящих в молекулу равна 0.
Величина степени окисления позволяет характеризовать окислительно-восстановительные свойства вещества в ОВР. Любая ОВР сопровождается двумя процессами: процессом окисления одних атомов и процессом восстановления других . Окисление – это процесс отдачи электронов, т.е. повышение ст/ок. Вещество отдающие электроны окисляется, само оно при этом является восстановителем. Восстанавливание – это процесс присоединения электронов, т.е. процесс понижения ст/ок. Вещество присоединяющие электроны восстанавливается, являясь при этом окислителем. Число электронов отданных в реакции восстановителем всегда равно числу электронов присоединенных к окислителю.
К типичным восстановителям относятся простые вещества, атомы которых характеризуются не высокой электроотрицательностью (это Ме, С, Н); соединения, содержащие атомы в min ст/ок J-1, S-1. К типичным окислителям относятся простые вещества, атомы которых обладают высокой ст/ок (преимущественно 6,7 гр); соединения, содержащие катионы Ме (Fe3+, Cu2+, Au3+) являются также окислителем; атомы с max ст/ок (K2Cr+6O7, KMn+7O4, Pb+4O2); ионы водорода в кислотах (но не в азотной и не в серной концентрированной кислотах).


Тепловой эффект и направление хим реакции.
Можно считать, что вероятность протекания р-ции экзотермической выше, чем эндотермической. Однако, не все экзотермические р-ции протикают, так же как не все эндотермические процессы возможны. Направление хим р-ции определяет энергия Гиббса (химическое сродство) ∆G. Если ∆G0, то хим соединение устойчиво и хим р-ция протекает самостоятельно, если ∆G=0, то же самое. Если ∆G0 – р-ция не протекает. ∆G=∆H-T∆S, где ∆H – тепловой эффект хим р-ции (энтольпия), Т – температура в гр Кельвина, ∆S – энтропия – мера упорядоченности системы (справочная величина).
∆S=∆SПРОД-∆SИСХ В-В (см стр 34)


Основные законы химии.
К ним относятся:
I Атомномолекулярное учение:
1. закон сохранения вещества и энергии;
2. закон постоянства состава;
3. закон эквивалентов;
4. закон Авагадро
5. закон кратных отношений.
II Законы термодинамики (закон Гесса);
III Учение о строении атома и периодический закон.

I 1. Масса веществ, образовавшихся в результате реакции всегда равна массе веществ, вступающих в реакцию. Экспериментально ни каких отклонений установлено не было. Заметное отклонение наблюдается только в ядерных реакциях.
Уравнение Эйнштейна E=mc2, где Е – энергия [Дж], m – масса вещества [кг], c – скорость света [м/с], с=3*108 (в вакууме). Из этого уравнения следует, что очень небольшое изменение массы вещества в ядерных реакциях (н-р: распад урана), приводит к выделению огромного количества энергии. Также следует, что в обычных химических реакциях, в которых выделяется не значительное количество тепла приводит к ничтожным изменениям массы вещества 10-9 г, которая не учитывается.
2. Элементарный состав химически чистого соединения не зависит от способа его получения. Н-р: 2H2+O2=2H2O; CH4+2O2=CO2+2H2O; Zn(OH)2=(t0)=ZnO+H2O.
Состав и свойства чистой воды во всех случаях будет один и тот же, если в состав исходных соединений входят одни и те же изотопы Н и О. Если исходить из разных изотопов, то на ряду с обычной водой можем получить тяжелую воду, которая по свойствам и по составу отличается от обычной воды.
Дальтолиды – подчиняются закону постоянства состава. Бертолиды – не подчиняются (карбиды (CaC2), нитриды (MgN2), твердые растворы Ме и НеМе)…



… с 1,008 весовых частей или с 8,00 вес частями О2. отсюда следует, что хим эквивалент Эн=1,008; Эо=8,00
Следствие законов эквивалентов m1/m2=Э1/Э2 , т.е. масса веществ вступающих в реакцию, пропорционально эквивалентам этих веществ.
2NaOH+H2SO4=NaSO4+2H2O mNaOH/mH2SO4=ЭNaOH/ЭH2SO4
Ээл-та=Аэл-та/n, где n – эквивалентность, А – атомн масса ЭFe(II)=56/2=28 ЭFe(III)=56/3=19
Эквивалент кислоты: Экис-ты=Мкис-ты/n, n – кол-во атомов водорода (участвующих в реакции) - основность ЭH2SO4=MH2SO4/2=(1*2+32+4*16)/2=49
Эквивалент гидроксида: n – кол-во гидрогрупп (OH)
Эквивалент соли: Эсоли=Мсоли/(m*n), где m – кол-во атомов Ме, n – валентность Ме ЭAl2(SO4)3=MAl2(SO4)3/2*3=…
Определить эквивалент серной кислоты при взаимодействии ее с одной и двумя молекулами NaOH:
H2SO4+NaOH=NaHSO4+H2O ЭH2SO4=98/1=98;
H2SO4+2NaOH=Na2SO4+2H2O ЭH2SO4=98/2=49.
Закон ОВАГАДРО: в разных объемах газа, при одинаковом внешних условиях (p и t0) содержится одинаковое число молекул.
Следствия: 1. Один грамм атом (1 г-м или 1 г-а) любого вещества в газообразном или парообразным состоянии занимают при нормальных условиях (н.у.) один и тот же объем, равный V=22,4 л (н.у. – p=1 ат, t0=0C0, T=273K).
2. Один г-м содержит 6,02*1023 частиц – число Авогадро NA=6,02*1023
Уравнение Менделеева-Клайперона устанавливает зависимость между объемом газа V, P – его давлением, t0 – температурой и газовой постоянной T: pV=mRT/M. Это уравнение справедливо для идеального газа, можно применять для расчета при условиях не высоких t и p.

II Термохимия и термодинамика
Термодинамика изучает энергетику и направленность хим реакций. Термохимия является частью термодинамики изучает тепловой эффект реакции. Основана на первом начале термодинамики, одна из формулировок которого гласит: в замкнутой системе внутренняя энергия не изменяется. В частном случаи первого начала термодинамики является закон Гесса: тепловой эффект хим реакции не зависит от пути, по которому она протекает и определяется только начальным и конечным составом и состоянием системы (пример см в тетради стр 30-31).
Правило определения теплового эффекта хим реакции: aA+bB=cC+dD+∆Hр-ции, где А и В – исходные вещества; C и D – продукты реакции; a-d – стехиометрические коэффициенты.
Тепловой эффект реакции равен сумме стандартных тепловых эффектов конечных продуктов реакции минус сумма стандартных тепловых эффектов, образования соединений с учетом стехиометрических коэффициентов.
«0» - стандартные условия.
∆Н0р-ции=(c∆HC0(обр)+d∆HD0(обр))- (a∆HA0(обр)+b∆HB0(обр))
∆ Н0р-ции=∆H0кон в-в-∆H0исх в-в
Стандартная теплота образования соединения равна количеству тепла, которое выделяется (-), или поглощается (+) при образовании одного моля данного вещ-ва из простых вещ-в. ∆ Н0 – справочная величина – энтальпия. (стр 32).
Для всех простых вещ-в стандартная теплота образования рана 0.

Скачать полную версию работы. Получить СМС код Выберите страну: Выберите страну Выберите оператора: Выберите оператора Отправьте сообщение на номер . Стоимость сообщения - . Через несколько секунд вы получите ответное СМС сообщение с кодом доступа. Обратите внимание на формат сообщения, на пробел между словами. Все буквы в сообщении латинские. В случае ошибки в сообщении, услуга считается оплаченной. Ошибка соединения с сервером. Пожалуйста, обновите вашу тарифную сетку!