Главная страница
Навигация по странице:

  • 2. Основные классы неорг соединений.

  • 3. Периодический закон и ПСЭ.

  • 6.Электролиты и диссоциация.

  • 7. Реакция среды растворов.

  • 8.Окислительно-восстановительные процессы.

  • 9. Гальванический элемент. Устройство. Принцип работы.

  • химия. Закон сохранения массы энергии Масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции


    Скачать 43.5 Kb.
    НазваниеЗакон сохранения массы энергии Масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции
    Анкорхимия.doc
    Дата29.12.2017
    Размер43.5 Kb.
    Формат файлаdoc
    Имя файлахимия.doc
    ТипЗакон
    #3237

    Подборка по базе: ВКР Сумина А.С. Законодательная техника в нормотворческой деятел, Работа и мощность тока. Закон Джоуля-Ленца .doc.

    1. Осн законы и понятия химии.

    Атом – мельчайшая частица, состоящая из положительного заряженного ядра и электронов.

    Молекула – мельчайшая частица вещества, сохраняющая все его свойства. Молекулы образованы атомами.

    Веществосовокупность одинаковых молекул, т.е. молекул имеющих одинаковый качественный и количественный состав и одинаковый порядок соединения атомов в молекуле.

    Все вещества можно разделить на простые и сложные. Простые – это вещества, образованные из атомов одного элемента.

    Сложные – это вещества, образованные атомами разных элементов.

    Закон сохранения массы энергии: «Масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции»
    2. Основные классы неорг соединений.

    Оксиды – сложные вещества состоящие из 2 элементов, одним из которых является кислород.(Н2О – оксид водорода)

    Основания – сложные в-ва, в которых атомы металлов соединены с одной или несколькими гидроксильными группами.

    Кислоты – сложные в-ва, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка.

    Соли – сложные в-ва, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков.
    3. Периодический закон и ПСЭ.

    Свойства элементов и их соединение находятся в периодической зависимости от заряда ядра элемента.

    Период – это горизонтальная последовательность элементов. В периоде свойства элементов изменяются от типичных металлических до свойств инертных газов.

    Металлические свойства элементов ослабевают при увеличении числа электронов в атоме.

    Группа – последовательный вертикальный ряд элементов. Номер группы обозначает число электронов на внешнем энергетическом уровне. Номер группы обозначает высшую валентность элементов.

    Валентность – это максимальное число связей которое может образовать данный элемент с другими.

    Металлические свойства элементов по группе усиливаются.

    Порядковый номер элемента в ПЭС обозначает заряд ядра атома и число электронов в атоме.
    4.Кинетика хим реакций.

    Скорость хим реакции – это изменение концентрации реагирующий веществ в единицу времени.



    Скорость хим реакции зависит:

    1)-от природы реагирующий веществ;

    С максимальной скоростью реакции протекают в растворах;

    2)- от температуры:

    По правилу Вант-Гоффа

    «При увеличении температуры на каждые 10о скорость реакции возрастает в 2-4 раза»

    V2=V1*γ(T2-T1/10)

    3)- от концентрации реагирующих веществ: чем выше концентрация, тем скорость выше.

    4)- от наличия катализаторов в системе.

    Катализатор – это вещество которое изменяет скорость хим реакции, но не входит в продукты реакции.

    Если катализатор увеличивает скорость реакции то он называется положительным, если же уменьшает – то отрицательным.

    Существует два вида реакции: обратимые и необратимые.

    Необратимые – это те в результате которых все исходные вещества превращаются в продукты. Признаки необратимых реакций: это образование в качестве одного из продуктов осадка, газа или воды.

    Обратимые характеризуются тем что в них возможно образование исходных веществ из продуктов.
    5. Растворы.

    Растворы – это однородные системы, которые состоят из растворителя и растворенного вещества.

    Растворителем в системе является то вещество плотность которого меньше.

    Раствор содержит один растворитель и несколько видов растворенных веществ.

    Способы выражения концентрации растворов:

    1. – массовая доля вещества показывает сколько грамм растворенного вещества содержится в 100 граммах раствора.



    2) – молярная концентрация (молярность)


    3) – титр (массовая концентрация)

    T=m/V [T]=г/дм3
    6.Электролиты и диссоциация.

    Диссоциация – это процесс распада электролита на ионы.

    Электролит – это вещество которое под действием полярных молекул воды распадается на катионы и анионы. К электролитам относятся кислоты, соли основания.

    NCl -> H+ + Cl- (соляная кислота); H2SO4-> 2H+ + SO42- (серная кислота)
    Сильные электролиты это те которые в водном растворе диссациируют полностью (все растворимые кислоты, соли и основания).

    Слабые электролиты распадаются на ионы частично, т.е. большая часть молекул в среди растворителя находится в неизмененном виде.

    Степень диссациации – это отношение числа молекул растворившихся на ионы к общему числу молекул электролита в растворе.

    α=N/Na, N – общее число молекул электролита, Na – число молекул электролита распавшегося на ионы

    по величине α электролиты делят на сильные α=1, слабые 0< α<1, и неэлектролиты α=0.
    7. Реакция среды растворов.

    Реакция раствора веществ в растворителе может быть трех видов: нейтральная, кислая и щелочная. Реакции зависят от концентрации водородных ионов Н+ в растворе.

    Водный показатель (рН) является удобным и общепринятым способом выражения концентрации водородных ионов. Для чистой воды концентрация Н+ равна концентрации OH-, выраженных в грамм-йонах на литр, - величина постоянная, равная 1*10-14.

    рН<7 – кислая, рН=7 – нейтральная, рН>7 – щелочная.

    Индикаторы – это вещества, изменяющие свой цвет в зависимости от концентрации водородных ионов в растворе. Универсальный индикатор – прозрачная жидкость оранжевого цвета. При небольшом изменении среды в сторону щелочности раствор индикатора приобретает зеленоватый оттенок, при увеличении щелочности – голубой. Чем больше щелочности испытуемой жидкости, тем более интенсивным становится синий цвет.
    8.Окислительно-восстановительные процессы.

    Окислительно-восстановительные реакции – это встречно параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путем перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.

    Окисление – процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления.

    Восстановление – процесс присоединения электронов атомов вещеста, при этом его степень окисления понижается.

    Пример окислитено-восстановительной реакции между водородом и фтором:

    H2+F2->2H+1F-1 разделяется на две полуреакции:

    1) окисление H02-2e 2H+

    2) восстановление F02-> 2F-

    Степень окисления – вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций, численная величина электрического заряда.
    9. Гальванический элемент. Устройство. Принцип работы.

    Гальванический элементхимический источник электрического тока, названный в честь Луиджи Гальвани. Принцип действия гальванического элемента основан на взаимнодействии двух металлов через электролит, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока. ЭДС (электродвижущая сила) гальванического элемента зависит от материала электродов и состава электролита.

    Сейчас распространены следующие элементы:

    Угольно-цинковые ( солевые) – ЭДС 1.5 – дешевые

    Щелочные ( алколиновые) – ЭДС 1.6 – высокий ток, емкие

    Никельоксигидроксидные (NiOOH) – ЭДС 1.6 – высокий ОТК, очень емкие

    Литивые – ЭДС 3.0 – очень высокий ток, очень ёмкие
    10. Электролиз.

    Электролиз – это процессы возникающие на электродах под действием электрического тока подаваемого от внешних источников, через электролиты. При электролизе на электродах протекают ОВР. На катоде (-) процесс восстановления, на аноде (+) – процесс окисления.

    Первичные электрохимические процессы подчиняются законам Фарадея:

    1закон: масса вещества выделяемая на электроде электрическим током пропорциональна количеству электричества прошедшего через электрлит.

    m=k*Q=k*I*t

    2закон: массы различных веществ выделенных одним и тем же количеством электричества пропорциональны их химическим эквивалентам.

    m1/m2=Mэ1/Мэ2
    11.Дисперстные системы.

    Дисперсная система – это образованная из двух и более тел, которые совершенно или практически не смешиваются и не реагируют друг с другом химически.

    Наиболее общая классификация дисперсных систем основана на различии в агрегатном состоянии дисперсной среды и дисперсной фазы. Сочитания трех видов агрегатного состояния позволяют выделить 9 видов дисперсных систем. Записывают из через дробь: числитель это фаза, знаменатель – среда. (г/г – необр, ж/г – аэрозоли туман, т/г – аэрозоли дым,

    г/ж – газовая эмульсия, ж/ж – эмульсия, т/ж – суспензии (ил),

    г/т – пористые тела, ж/т – капиллярные системы( грунт, почва), т/т – твердые системы(сплавы, битон)


    написать администратору сайта