Оксиды. Классификация. Свойства, номенклатура.

оксиды на несолеобр[NO, CO, SiO]. и солеобраз-[основные.Li₂O|кислотные|CO₂амфотерные.Al₂O₃]

ос|Na₂O+H₂O=2NaOH|CuO+CO₂=CuCO₃|K₂O+H₂SO₄

ки|SO₃+H₂O=|Ba(OH)₂+CO₂= |NaOH+CO₂=NaHCO₃|

ам|ZnO+HCl|ZnO+NaOH+H₂O=Na₂[Zn(OH)₄]|

оксид+название в-ва

4.Кислоты и основания. Классификац. Св-а. Номенклатур.

Основ трудрастворим.[CrOH₃|Mn(OH)₂] растворим.[NaOH, KOH]

NaOH+HCl|Ca(OH)₂+CO₂|NaOH+CuSO₄|Cu(OH)₂₌^t|NaOH+Zn(OH)₂=Na₂[Zn(OH)₄] или Na₂ZnO₂+H₂O Гидрооксид+название в-ва

Кисл безкисл[HCl.H₂S.HBr] кислородосорд[H₂SO₄]

HCl+KOH| HCl+Zn| H₂SO₄+H₂SiO₃= H₂SiO₃|+ H₂SO₄

Кислотообр.эл.+[ая]+к-та|в соотв с N груп, пер, отвеч суфф [н], [ная], н[ая], ев[ая], ов[ая].По мере сниж степ окисл. Измен: оват[ая], новат[ая], новатист[ая], ист[ая]

[HClO⁺⁷₄ Хлорная HClO⁺⁵₃ хлорноватистая HClO⁺³₂хлорнистая HClO⁺¹ хлорноватистая]

Соли. Классификация. Свойства. Номенклатура.

Основ+к-та, средние[Na₂SO₄, (NH₄)₂SO₄], основные[CuOHCl], кислые[Al(H₂PO₄)₃]

Fe(NO₃)₂+H₂S=FeS|+2HNO₃||Na₃CO₃+CaCl₂=CaCO₃|+Na₂SO₄||H₂S+CuOHCl=CuS+HCl+H₂O||KHSO₄+BaCl₂=BaSO₄|+KCl+HCl|| KHSO₄+KOH=K₂SO₄+H₂O

[Ат-сульфат.нитрат K₂SO₄|KNO₃высш.степ.окисл.

Ит сульфит.нитрит K₂SO₃|KNO₂ нисш.степ.окисл.

Ид сульфид K₂S соль сероводородной к-ты]

Кисл соли|гидро++ Ca(HCO₃)₂- гидрокарбонат K

Осн.соли|+гидро+ Cu(OH)₂CO₃-карбонат гидроСu(2)

Эквивалент. Закон эквивалентов. Расчет молярных масс эквивалентов простых и сложных в-в.

6.Эквивалент.

Эквивалентом веществав-ва называется такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях.Эквивалентной массой называется масса 1 эквивалента веществав-ва.{HCl 35/1=35г/моль}

Для определения эквивалента (эквивалентной массы) элемента необязательно исходить из его соединения с водородом.

{5, 6 г железа экв-ны, 3, 2г серы }

{Э_Feг/моль 16 г/моль}

M_экВ–это отношние массы в-ва В кчислу эквал-тов в-ва M_экВ =m_B/n_B*z г/моль z-число эквивал-ти

Эквивалент (эквивалентную массу) можно вычислить по составу соединения данного элемента с любым другим, эквивалент которого известен.

На основе закона эквивалентов можно ввести следующиеМолярная масса эквивал=отношиния M_r в-ва

К числу эквалентности M_экВ= M_r/z

Фор-мулы для вычисления эквивалентны-х масс сложных вещест-в: М_{оксид-кисл-основ-соли}/Число атомов элемента•*вал.ентность элемент. |Основность кислоты|Кислотность основания|число атомов металла•*валентность. мета._лла М=М_{МолМасСоед}

Закон эк| Массы(обьёмы) реагирующ друг с другом в-в прапорциональны молярным массам эквивал-тов (обьёмам) молярных масс экви-тов.

| m_А/m_В=M_экА/M_экВ | m_А/V_В=M_экА/V_экВ

 

Эквивалентным объемом называется объем, занимаемый при данных условиях 1 эквивалентом веществав-ва.

M_эк(H3PO4)=98/3|M_{эк(AL2(SO4)3)}=342/3*2|M_эк(Mn2O7)=227/2*7

 

Значение эквивалентного объема вещества, находящегося в газообразном состоянии, можно найти, зная, что в мольном объеме любого газа, состоящего из одноатомных молекул, содержится 1 моль атомов, состоящего из двухатомных молекул-2 моля атомов итд{Так, в 22, 4л Н₂ содержится при нормальных условиях 2 моля атомов водорода. Поскольку эквивалент водорода равен 1 моль, то в 22, 4 л Н₂ содержатся 2 эквивалента водорода; значит, эквивалентный объем водорода равен 22, 4/2= 11, 2 л/моль.}

ОСНОВНЫЕ ГАЗОВЫЕ ЗАКОНЫ

Состояние газа характеризуется его температурой, давлением и объемом. Если температура газа равна 0°С, а давление равно нормальному атмосферному (101, 325 кПа нлн 760 мм рт. ст.), то условия, при которых находится газ, называют нормальными. Объем, занимаемый газом при этих условиях, принято обозначать через V₀, а давление через P0.Согласно закону Бойля-Мариотта, при постоянной температуре давление, производимое данной, массой газа, обратно пропорционально объему газа: Р₂/Р₁=V₁/V₂ или PV=const||При постоянном объеме давление газа изменяется прямо пропорционально абсолютной температуре P₁/T₁= P₂/T₂

Зависимость между объемом газа, давлением и температурой можно выразить общим уравнением, объединяющим законы Бойля — Мариотта и Гей-Люссака: PV/T= P₀V₀/T₀ Здесь Р и V — давление и объем газа при данной температуре T, Р₀ и V₀ давление и объем газа при нормальных условиях.

Растворы. Молярная концентрация растворенного вещества. Молярная концентрация эквивалентов растворенного вещества. Моляльностъ.

Раствор-одинаковая сис-ма сост-щяя. Из нескольких компонентов, кол-во которых может менятся.

Растворы[жидк.тверд, сплавы, растворы].обр. р-ра сложный физико-хим. Процесс где растворитель вода.Содержание растворенного вещества в растворе может быть выражено долями или процентами, либо концентрациями: Молярная концентрация(молярность) (С_м)-Отношение количества растворенного вещества к объему раствора. пример, 1, 5 М раствор или См-1, 5 моль/л||Моляльная концентрация(моляльность) (m)-Отношение количества растворенного вещества к массе растворителя; например, m=5 моль/кг (Н₂О)Эквивалентная концентрация(нормальность)(н.)-Отношение числа эквивалентов растворенного вещества к объему раствора; например, 0, 75 н. раствор или С_н=0, 75 моль/л

Массовая и молярная доля растворенного вещества. Плотность раствора, титр раствора вещества.

Массовая доля (С)-Процентное отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора: например, С = 3, 33% (масс.) Мольная доля (Ni)-Отношение количества растворенного вещества (или растворителя) к сумме количеств всех веществ, находящихся в растворе. Например, в системе, состоящей из растворителя и единственного растворенного в-ва, мольная доля последнего (N₂) равна-N₂ =n₂/(n₁+n₂), а мольная доля растворителя (N₁) равна N₁ =n₁/(n₁+n₂) где n₁ и n₂-соответственно количество вещества растворителя и количество растворенного вещества.

Плотность р-ра ρ _р-ра=m_р-ра/V_р-ра

Титр-кол-во в-ва в гр. В 1 мл р-ра T=m_В/V_р-ра.

Химическая термодинамика. Изохорный тепловой эффект химической реакции. Внутренняя энергия.

Протекание химической реакции сопровождается изменением внутренней энергии реагирующих систем. Если внутренняя энергия системы уменьшается (Δ U< 0), то реакция протекает с выделением эн.(экзотерм реакц). Если же Δ U - системы возрастает (Δ U > 0), то процесс сопровождается поглощением энергии из внешней среды(эндотерм реакц).Если в результате протекания химической реакции система поглотила количество теплоты Q и совершила работу А, то изменение внутренней энергии Δ U опрделяется уравнением: Δ U=Q-A. Согласно закону сохранения энергии, Δ U зависит только от начального и конечного состояний системы, и не зависит от способа осуществления процесса, а Q и А будут различаться.

Если реакция протекает при постоянном объеме Δ V=0, (изохорный процесс), то работа расширения системы (А=PΔ V) равна нулю. Если при этом не совершаются и другие виды, то Δ U=Q_v, где Q_v тепловой эффект реак-(кол-во поглощен с-мой теплоты), при пост объеме. В случае экзотермической реакции Q_v< 0, для эндотермич. реакции Q_v> 0.

10.Изобарный тепловой эффект химической реакции. Энтальпия.Стандартные энтальпии образования пи сгорания химических веществ .

Для Δ P=0(изобарный процесс)удобнее пользоваться энтальпией H, которая определяется соотношением: H=U+PΔ V.При постоянстве давления Δ H=Δ U+PΔ V-изменение энтальпии равно сумме изменения внутренней энергии (Δ U) и совершенной системой работы расширения (PΔ V). Если при этом никакие другие виды работы не совершаются, то Δ H=Q_p, где Qp — тепл.эф.реакц.протек.при пост.давл.Для экзотерм. Реакц. Q_p< 0, для эндотерм. Q_p > 0.Стандартным состоянием вещества при данной t называется его состояние в виде чистого вещества при давлении101, 325 кПа.

Условия, при которых все участвующие в реакции вещества находятся в стандартных состояниях, называются стандартными условиями протекания реакции. Отнесенные -к стандартным условиям изменения соответствующих величин называются стандартными изменениями и их обозначения снабжаются верхним индексом °: Δ U°-стандартное изменение внутр.энерг. при хим. Реак. Δ H°-стандарт.измен.энтальпии при хим.реак.

Стандартная энтальпия реакции(Δ H°)образования 1 моля данного вещества из простых веществ называется стандартной энтальпией образования этого вещества. кДж/моль. H, U образования простых веществ=0.Химические уравнения, в которых указаны изменения энтальпии (тепл.эф.реакц.), называются термохимическими уравнениями.Рb (к.)+СО(г.)=Pb(к.)+СО₂(г.); Δ H°=-64кДж

 

I и II закон термохимии. I и II следствия из закона

Гееса.

Закон Лавуазье тепловой эффект разложения хим соед= и противоположен по знаку тепловому э-ту образования.

Тепловой эффект химической реакции (изме­нение энтальпии или внутренней анергии системы в результате реакции) зависит только от начального и конечного состояний участвующих в реакции веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса. Из закона Гесса следует, что термо­химические уравнения можно складывать, вычитать и на численные множители. Стандартное изменение энтальпии химической реакции равно сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтальпий образования исходных в-в.При суммировании следует учитывать, в соотв.с Ур.реакц. число молей участв.в реакции веществ.

⇐ Предыдущая12

Поделиться: