Шпоры по химии

Гидролиз
Виды сред.
1. [Н?]=[ОН?]=1Е-7 нейтралная среда(рН=7); 2

ВНИМАНИЕ! Работа на этой странице представлена для Вашего ознакомления в текстовом (сокращенном) виде. Для того, чтобы получить полностью оформленную работу в формате Word, со всеми сносками, таблицами, рисунками (вместо pic), графиками, приложениями, списком литературы и т.д., необходимо скачать работу.

Гидролиз
Виды сред.
1. [Н?]=[ОН?]=1Е-7 нейтралная среда(рН=7); 2. [Н?]>[ОН?] кислая среда(рН7)
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.
К2S?2K?+S?? pH>7Ступень I. S??+H?OH??(HS)?+OH? 2K?+S??+HOH?(HS)?+OH?+2K? К2S+HOH?KHS+KOHСтупень II. (HS)?+HOH?H2S+OH?K? +(HS)?+HOH?H2S+OH?+K? KHS+HOH?H2S+KOH MgCl2?Mg??+2Cl? pH

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+H2O
H?+OH??H2O – слабый электролит
3. Образование газа K2CO3 +2HCl?2KCl+CO2 ?+H2O
CO3 ?+2H?? CO2 ?+H2O

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+2H2OBe(OH)2+2H??Be??+2H2O,иливкомпл.в:Be(OH)2+2HCl+2H2O?[Be(H2O) 4]Cl2Be(OH)2+2H?+2H2O?[Be(H2O) 4]?? Be(OH)2+2NaOH?Na2BeO2+2H2OBe(OH)2+2ОН??BeO2??+2H2OBe(OH)2+2NaOH?Na2[Be(OH)4]Be(OH)2+2ОН??[Be(OH)4]??

Взаимодействие Ме с окислит (кисл., щел., вода).
Взаимодействие Ме с водой. Взаимодействие Ме с раств. щелочью. Взаимодействие Ме с кислотами.
Вост. воды 2H2O+2??H2+2OH?Mg+H2O??(Mg(OH)2/Mg)=-2.36?(H2O/H2)=-0.413 ? окисл.>? вост – реакция идёт1|Mg?+2H2O - 2??Mg(OH)2+2H?1|2H2O+2??H2+2OH? _Mg+4H2O?Mg(OH)2+H2+2H?+2OH?Mg+2H2O?Mg(OH)2+H2Нек. 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+H2O??(AlO2?/Al)=-2.36?(Al2O/H2)=-0.827 ? окисл.>? вост – ре-акция идёт2|Al?+4OH? - 3?? AlO2?+2H2O3|2H2O+2??H2+2OH? _2Al+8OH?+6H2O ?2AlO2?+4H2O+3H2+6OH?2Al+2NaOH+2H2O ?2NaAlO2+3H2 кислоты по отношению к Ме дел. на 2-е группы(какой ион явл. окислит.)
H? Кислотный остаток – окислит.
HCl,H2SO4 р. H2SO4 к., HNO3 р., HNO3 к.
1. Ме+H2SO4 р. ?МеSO4+Н2?(H/2H?)=0 ?(Ме)1SO4??? H2SSO4???SSO4???SO22. Ме+HNO3 р?МеNO3+H2O+пр. вост. кисл. ост.Li-Zn (NH4?,NH4NO3) Cr-H(N2O) после Н(NO)?(NO3?)>13. Ме+HNO3 к ? МеNO3 + H2O + пр. в кисл.ост.Li-Zn (NO) Zn-(NO2)Пример. Au+3V HCl+HNO3?AuCl3+NO2+H2O

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 Оамфотерный Амфотерн+Н Оамфотерный Ср. соль кислая основная
примеры Li2OCu2OCuOMnO SO2SO3P2O5 *нек.MeMn2O7CrO3 ZnOPbOAl2O3Cr2O3 LiOHCuOHCu(OH)2Mn(OH)2 H2SO3H2SO4H2PO4 *нек. МеHMnO4H2CrO4 Zn(OH)2Pb(OH)2Al(OH)3Cr(OH)3 Na2CO3CuCl2 NaHCO3гидроксокарбонат натрия CuOHClгидроксохлорат меди
не электролиты электролиты

Слабые электролиты КА?К?+А? ?, К дисс.
кислоты основания соли
HF, H2S, HNO2, H2SO3, H2CO3, H2SiO3, HCN, HSCN, CH3COOH, H3PO4HClO все нерастворимыев воде и NH4OH–сл(NH4 – H2O) Fe(SCN)3 – родонит железа,СdCl2,HgJ2
H2CO3 ?H?+HCO3?HCO3??H?+CO3? Cu(OH)2?OH?+CuOH?CuOH??OH?+Cu??
Сильные электролиты КА?К?+А? ?, К дисс.
кислоты основания соли
HCl, HBr, HJ, HNO3, H2SO4, HMnO4, HClO4, H2 CrO4 все растворимыев воде кроме NH4OH почти все. кислые – раств.основн.-нераст.
Na2CO3 ?2Na?+CO3 ??
Таблица для решения ОВР.
среда Кислая H?, H2О Щел. OH?, H2О Нейтральная H2О
Связ.изб. O??NO2?? NO3 O??+2H??H2О O??+ H2О ?2OH? O??+ H2О ?2OH?
Внесен. недост.O??NO2?? NO3? H2О?O??+2H? 2OH??O??+ H2О H2О?O??+2H?
Таблица дана в расчёте на 1 атом кислорода.
Величины потенциалов в различных средах
Срда кислая рН7
?(Fe??/Fe)=-0.44 B?(Al??/Al)=-1.66?(Mg??/Mg)=-2.36?(2H?/ H2)=0?(O2/ H2O)=+1.22 ?(Fe(OH)2/Fe)=-0.46?(Al(OH)3/Al)=-1.88?(Mg(OH)2/Mg)=-2.36?(H2O/H2)=-0.413?(O2/4OH?)=+0.814 ?(Fe(OH)2/Fe)=-0.874?(AlO2?/Al)=-2.36?(Mg(OH)2/Mg)=-2.69?(Al2O/H2)=-0.827?(O2/4OH?)=+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


Скачиваний: 1
Просмотров: 1
Скачать реферат Заказать реферат