Заказ 320405 3 вариант 11 задач

Заказ 320405 3 вариант 11 задач

отдельно в файле: 3 203

Что такое электроотрицательность? Как изменяется электроотрицательность р - элементов в периоде и в группе периодической системы с увеличением порядкового номера? Почему?

Решение:

Электроотрицательность

Электроотрицательностью (ЭО) атома называется способность атома в молекуле (соединении) притягивать электроны, связывающие его с другими атомами.

Понятие электроотрицательности ввел Л. Полинг (США, 1932 г.). Количественная характеристика электроотрицательности атома весьма условна и не может быть выражена в единицах каких-либо физических величин, поэтому для количественного определения ЭО предложено несколько шкал. Наибольшее признание и распространение получила шкала относительных ЭО, разработанная Л. Полингом (см. табл. 1).

По шкале Л. Полинга ЭО фтора (наиболее электроотрицательного из всех элементов) условно принята равной 4,0; на втором месте находится кислород, на третьем — азот и хлор. Водород и типичные неметаллы находятся в центре шкалы; значения их ЭО близки к 2.

Большинство металлов имеют значения ЭО, приблизительно равные 1,7 или меньше. Отметим, что ЭО является безразмерной величиной.

Таблица 1. Значения электроотрицательности элементов по Полингу

Таблица 2.

Соотношение между разностью электроотрицательности и степенью ионности связи

Нетрудно обнаружить интересную закономерность — шкала Полинга в общих чертах напоминает периодическую систему элементов. Эта шкала позволяет дать оценку степени ионности (полярности) связи. Для этого используют зависимость между разностью ЭО и степенью ионности связи (табл. 2).

Из табл. 2 следует, что чем больше разность ЭО, тем больше степень ионности. Разность ЭО, равная 1,7, соответствует 50% - ному ионному характеру связей, поэтому связи с разностью ЭО больше 1,7 могут считаться ионными. Связи с меньшей разностью относят к ковалентным полярным.

Для количественной характеристики предложено считать мерой электроотрицательности энергию, равную арифметической сумме энергии ионизации атома (Г) и сродства к электрону (E), т. е.

X=I+E,

где X — электроотрицательность атома, а значит, и элемента.

В качестве примера определим X для фтора и лития. Из справочных таблиц найдем, что IF=17,42 эВ, EF=3,62 эВ, ILi=5,39 эВ, ELi=0,22 эВ (вычислено косвенным путем).

Тогда ХF=17,42+3,62=21,04 эВ, а ХLi=5,39+0,22=5,61 эВ.

Фтор имеет наибольшее значение I+E, поэтому он является наиболее электроотрицательным элементом. Наименьшее значение электроотрицательности имеют атомы щелочных металлов.

Обычно электроотрицательность лития принимают за единицу и сравнивают с ней электроотрицательность других элементов. Тогда получают простые и удобные для сравнения значения относительней электроотрицательности элементов (будем ее обозначать через х):

xLi=1; xF=21,04/5,61» 4 и т. д.

В настоящее время получила широкое распространение таблица относительных электроотрицательностей, при составлении которой использованы последние данные об электронном строении атомов и их радиусах.

Необходимо отметить, что приводимые в разных книгах по химии значения относительной электроотрицательности несколько отличаются. Это объясняется тем, что они рассчитывались различными методами исходя из определенных допущений и предположений.

К р – блоку относятся 30 элементов IIIA-VIIIA групп периодической системы и входят во второй и третий малые периоды, а также в четвертый – шестой большие периоды.

У элементов IIIA группы появляется первый электрон на р – орбитали. В других группах IVA-VIIIA происходит последовательное заполнение р – подуровня до 6 электронов. Строение внешних электронных оболочек атомов элементов р – блока ns2npa , где а = 1÷6.

В периодах слева направо атомные и ионные радиусы р – элементов по мере увеличения заряда ядра уменьшаются, энергия ионизации и сродство к электрону в целом возрастают, электроотрицательность увеличивается, окислительная активность простых веществ и неметаллические свойства усиливаются.

В периоде электроотрицательность возрастает с увеличением порядкового номера элемента (слева направо), а в группе, как правило, убывает по мере увеличения заряда ядра (сверху вниз).

Строго говоря, элементу нельзя приписать постоянную электроотрицательность. Электроотрицательность атома зависит от многих факторов, в частности от валентного состояния атома, формальной степени окисления, координационного числа, природы лигандов, составляющих окружение атома в молекулярной системе, и от некоторых других.

В последнее время все чаще для характеристики электроотрицательности используют, так называемую, орбитальную электроотрицательность, зависящую от типа атомной орбитали, участвующей в образовании связи, и от её электронной заселенности, т. е. от того, занята атомная орбиталь неподелённой электронной парой, однократно заселена неспаренным электроном или является вакантной.

Но, несмотря на известные трудности в интерпретации и определении электроотрицательности, она всегда остается необходимой для качественного описания и предсказания природы связей в молекулярной системе, включая энергию связи, распределение электронного заряда и степень ионности, силовую постоянную и т. д.

Таким образом, наименьшее значение электроотрицательности имеют s-элементы 1 группы, а наибольшее р-элементы 6 и 7 групп.

Задача №23

Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом, исходя из следующих термодинамических уравнений:

FeO(к)+CO(г)=Fe(к)+CO2 (г) ΔH=-13,18 кДж

CO(г)+ 1/2 O2=CO2 (г) ΔH=-283,0 кДж

H2(г)+1/2O2=H2O (г) ΔH=-241,83 кДж

Решение:

1. Тепловой эффект реакции равен разности сумм теплот образования продуктов и реагентов с учетом стехиометрических коэффициентов, стоящих в уравнении.

DH0р-ции=ånjDH0продукты-åniDH0реагентов

Теплотой образования любого вещества называется тепловой эффект реакций, образующий 1 моль сложного вещества из простых, т. к. абсолютное значение энтальпии измерить невозможно, то в термохимии условно теплообразование простых веществ принимают равным 0.

Чтобы все тепловые эффекты можно было сравнивать между собой все вещества берут в стандартном состоянии (выбирается).

Газа – состояние с Р=105Па

Твердое вещество – состояние, наиболее установившееся кристаллографическая модификация. (C – графит, алмаз).

Жидкость – концентрация C=1 моль/л

T=298K

Теплоты образования веществ приводятся в справочниках.

Уравнение реакции, в которой около символов химических соединений указываются их агрегатные состояния или кристаллическая модификация, а также значение тепловых эффектов, называют термохимическими.

Для того, чтобы вычислить тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом,

FeO+H2=Fe+H2O

используем следствие закона Гесса и тепловые эффекты заданных реакций, принимая теплоту образования простых веществ за 0.

Из реакции

H2(г)+1/2O2=H2O (г) ΔH=-241,83 кДж

ΔН0(H2O)=-241,83кДж/моль

Из реакции

CO(г)+ 1/2 O2=CO2 (г) ΔH=-283,0 кДж

DH0р-ции=ånjDH0продукты-åniDH0реагентов

DH0р-ции = ΔН0(СО2)-ΔН0(СО)

Для реакции:

FeO(к)+CO(г)=Fe(к)+CO2 (г) ΔH=-13,18 кДж

Вещество	ΔН0298, кДж/моль
CO2	-393,52
Fe	0
СО	-110,52
FeO	-380,34
реакция	-13,18

DH0р-ции=ånjDH0продукты-åniDH0реагентов

ΔН0(FeO)= ΔН0(СО2) -ΔН0(СО) + ΔН0(Fe)- ΔН0р=

=-283,0+0-(-13,18)=-269,82 кДж/моль

Вычислим тепловой эффект реакции, подставив, полученные значения

FeO+H2=Fe+H2O

Вещество	ΔН0298, кДж/моль
H2O	-241,83
Fe	0
Н2	0
FeO	-269,82
реакция	+27,99

DH0р-ции=ånjDH0продукты-åniDH0реагентов

ΔН0р=ΔН0(H2O)+ΔН0(Fe)- ΔН0(H2)- ΔН0(FeO)=

=-241,83-(-269,82)=27,99кДж/моль

Ответ: +27,99 кДж/моль

Задача №43

Восстановление Fe3O4 оксидом углерода идет по уравнению

Fe3O4(к)+CO(г)=3FeO(к)+CO2(г)

Вычислите ΔG0298 и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания этой реакции при стандартных условиях.

Чему равно ΔS0298в этом процессе?

Решение:

Для изолированных систем критерием самопроизвольного течения процесса является рост энтропии.

Энтропия (физический смысл). Каждое макросостояние осуществляется за счет бесчисленного числа микросостояний.

Больцман показал, что чем большее число микросостояний соответствует данному макросостоянию, тем больше термодинамическая вероятность системы, т. е абсолютное значение энтропии является функцией термодинамической вероятности W.

S=KLnW

K-постоянная Больцмана.

Энтропия – мера молекул состояния, мера хаотичности системы.

Sпара>Sжидкости>Sтверд.

Абсолютное значение энтропии всех веществ приводится в справочнике. Для расчета надо:

DS0р-ции=ånjDS0jпродукты-åniDS0iисх. в-в [Дж/моль*К]

Третий закон термодинамики.

Энтропия идеального кристалла при 0град. К равна S=0.

Идеальный – кристалл, в котором атомы занимают узлы кристаллической решетки в строгом соответствии с геометрическими законами, т. е. одно возможное микросостояние реализует одно макросостояние.

Энтропия идеального кристалла при 0 град. К служит точкой отсчета в шкале энтропии.

Свободная энергия Гиббса, как критерий самопроизвольного течения процесса.

Энтропия является критерием самопроизвольного течения процесса только в изолированных системах. На практике надо знать критерии, описывающие реальные процессы.

Рассмотрим изотермический процесс в закрытой системе.

Обратимый процесс	Необратимый процесс
DS=Qобр./T p=const Qp=DH DH-TDS=0 DG=0 DG=DH-TDS	DS=Qнеобр./T p=const DH-TDS<0 DG<0

Таким образом, в закрытой системе все самопроизвольно протекающие процессы идут с уменьшением энергии Гиббса.

Условия равновесия DG=0

Условия самопроизвольного течения реакции DG<0

Все системы самопроизвольно стремятся к равновесию.

 

Физический смысл изменения энергии Гиббса:

- DG=Amax,

максимально полезная работа, которая совершает система.

Все самопроизвольно протекающие процессы стремятся понизить запас своей энергии, то есть энтальпия характеризует стремление к укрупнению частиц, образованию более крупных молекул.

Энтропия – стремление системы к образованию более мелких частиц.

DG – равнодействующая двух противоположных процессов. Для химической реакции:

DG0=ånjDG0обр. прод.-åniDG0обр. исх. в-в

Вычислите ΔG0298 при стандартных условиях в реакции восстановления Fe3O4 оксидом углерода по уравнению. данные возьмем из справочных таблиц.

Fe3O4(к)+CO(г)=3FeO(к)+CO2(г)

Вещество	ΔS0298, дЖ/(моль*К)	ΔG0298, кДж/моль
Fe3O4(к)	146,4	-1014,2
CO(г)	197,91	-137,27
3FeO(к)	3*54,0	3*(-244,3)
CO2(г)	213.65	-394,38
реакция	+31,34	+24,19

DG>0, следовательно, процесс не может идти самопроизвольно, наоборот, при этих условиях пойдет обратный процесс.

Ответ: ΔG0298=+24,19 кДж/моль; ΔS0298, +31,34 Дж/(моль*К)

Задача № 63

Реакция идет по уравнению N2+O2=2NO. Концентрации исходных веществ до начала реакции были: [N2]=0,049 моль/л; [O2]= 0,01 моль/л. вычислить концентрацию этих веществ в момент. когда [NO]= 0,005 моль/л.

Решение:

Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ определяется законом действующих масс (ЗДМ).

Согласно ЗДМ скорость реакции, протекающей в одну стадию, при постоянной температуре прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.

Следовательно, для реакции

N2+O2=2NO

Скорость прямой реакции

v1 =k2*C(N2)*C(О2)

где v – скорость реакции

k – коэффициент пропорциональности, который называется константой реакции

C(N2) и C(О2)- молярные концентрации азота и кислорода

Скорость обратной реакции

v2=k2 C2 (NO)

Для вычисления концентрации реагирующих веществ составим таблицу, для наглядности и удобства вычислений

Уравнение реакции	N2 +O2 = 2NO
Сисх, моль/л	0,049	0,01	0
ΔС, моль/л	х	х	0,005
[в-ва], моль/л	0,049-х	0,01-х
[в-ва], моль/л	0,0465	0,0075

х2=0,005 х=0,0025

Ответ: [N2]= 0,0465 моль/л; [O2]= 0,0075 моль/л.

Задача №83

К 3 л 10% го раствора HNO3 плотностью 1,054 г/см3 прибавили 5 л 2% - го раствора той же кислоты плотностью 1,009 г/см3. Вычислите массовую долю в процентах и молярную концентрацию полученного раствора, объем которого равен 8 л.

Решение:

1.  Вычислим массу 10% и 2% растворов, исходя из формулы

m=*V

где m – масса раствора, г

V – объем, см3

- плотность раствора, г/см3

1л=1000см3

Масса 10% раствора азотной кислоты

m=1,054*3000=3162 г

Масса 2% раствора азотной кислоты

m=1,009*5000=5045 г

Общая масса полученного раствора

mр-ра=3162+5045=8207 г

2.  Вычислим массу растворенного вещества для каждого из растворов

а) в 10% растворе

100г раствора 0г HNO3

3162 г раствора х г HNO3

х=3162*10/100=316,2 г

б) в 2% растворе

100г раствора г HNO3

5045 г раствора -------х г HNO3

х=5045*2/100=100,9 г

в) общая масса растворенного вещества

m(HNO3)=316,2+100,9=417,1 г

3.  Вычислим массовую концентрацию полученного раствора, по формуле

w(HNO3)=417,1/8207=0,050 или 5,0%

4.  Вычислим молярную концентрацию полученного раствора по формуле

Сm=m(HNO3)/(M(HNO3)*Vp-pa)

M(HNO3)=1+14+48=63 г/моль – молярная масса азотной кислоты

Сm=417,1/(63*8)=0,82 моль/л

Ответ: w=5% ;Сm=0,82M

Задача № 000

Составьте по три молекулярных уравнения реакции, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:

а) Mg2++CO32–=MgCO3

б) H++OH–=H2O

Решение:

1.  Для ионно-молекулярного уравнения

Mg2++CO32–=MgCO3

Можно составить следующие молекулярные уравнения

Варианты молекулярных уравнений

а) MgCl2+H2CO3=MgCO3¯+2HCl

Проверка:

Mg2++2Cl–+2H++CO32–=MgCO3+2H++2Cl–

после сокращения

Mg2++CO2–3=MgCO3

б) MgSO4+H2CO3=MgCO3¯+H2SO4

Проверка

Mg2++SO42–+2H++CO32–=MgCO3+2H++SO42–

после сокращения

Mg2++CO2–3=MgCO3

в) Mg(NO3)2+H2CO3=MgCO3¯+2HNO3

Проверка

Mg2++2NO3–+2H++CO32–=MgCO3+2H++2NO3–

после сокращения

Mg2++CO2–3=MgCO3

2. Ионно-молекулярное уравнение

H++OH–=H2O

Варианты молекулярных уравнений

а) 2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O

Проверка

2Na++2OH–+2H++SO42–=2Na++2H2O

после сокращения

H++OH–=H2O

б) KOH+HCl=KCl+H2O

Проверка

K++OH–+H++Cl–=K++Cl–+H2O

после сокращения

H++OH–=H2O

в) NaOH+HNO3=NaNO3+H2O

Проверка

Na++OH–+H++NO3–=Na++NO3+H2O

после сокращения

H++OH–=H2O

Задача № 000

Составьте электронные уравнения и укажите какой процесс – окисление или восстановление –происходит при следующих реакциях:

As3–®As5+® N3+®N3– S2–®S0

На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:

Na2SO3+KMnO4+H2O®Na2SO4+MnO2+KOH

Решение:

Окислительно-восстановительными называются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

Под степенью окисления (п) понимают тот условный заряд атома, который вычисляется исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов. Иными словами: степень окисления – это тот условный заряд, который приобрел бы атом элемента, если предположить, что он принял или отдал то или иное число электронов.

Окисление-восстановление – это единый, взаимосвязанный процесс. Окисление приводит к повышению степени окисления восстановителя, а восстановление – к ее понижению у окислителя.

Повышение или понижение степени окисления атомов отражается в электронных уравнениях: окислитель принимает электроны, а восстановитель их отдает.

При этом не имеет значения, переходят ли электроны от одного атома к другому полностью и образуются электронные связи или электроны только оттягиваются к более электроотрицательному атому и возникает полярная связь.

О способности того или иного вещества проявлять окислительные, восстановительные или двойственные (как окислительные, так и восстановительные) свойства можно судить по степени окисления атомов окислителя и восстановителя.

Атом того или иного элемента в своей высшей степени окисления не может ее повысить (отдать электроны) и проявляет только окислительные свойства, а в своей низшей степени окисления не может ее понизить (принять электроны) и проявляет только восстановительные свойства. Атом же элемента, имеющий промежуточную степень окисления, может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

1. Составим электронные уравнения и укажем какой процесс – окисление или восстановление – происходит при следующих реакциях:

а) As3–®As5+

As3–-2е=As5+

процесс окисления, где атом мышьяка As3– со степенью окисления –3 (низшая степень окисления для мышьяка) является восстановителем.

б) N3+®N3–

N3++6е=N3–

процесс восстановления, где атом азота N3+ со степенью окисления +3 (промежуточная степень окисления для азота) является окислителем.

в) S2–®S0

S2–-2е=S0

процесс окисления, где атом серы S2– со степенью окисления –2 (низшая степень окисления для серы) является восстановителем.

2. На основании электронных уравнений расставим коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:

Na2SO3+KMnO4+H2O®Na2SO4+MnO2+KOH

Электронные уравнения:

S+4 –2е= S+6 ||3 - восстановитель

процесс окисления

Mn+7+3е =Mn+4 ||2 – окислитель

процесс восстановления

С учетом электронных уравнений и закона сохранения масс, расставим коэффициенты в уравнении

3Na2SO3+2KMnO4+H2O=3Na2SO4+2MnO2+2KOH

Задача № 000

При какой концентрации Zn2+( в моль/л) потенциал цинкового электрода будет на 0,015В меньше его стандартного электродного потенциала?

Решение:

Если металлическую пластинку опустить в воду, то катионы металла на ее поверхности гидратируются полярными молекулами воды и переходят в жидкость. При этом электроны, в избытке остающиеся в металле, заряжают его поверхностный слой отрицательно. Возникает электростатическое притяжение между перешедшими в жидкость гидратированными катионами и поверхностью металла. В результате этого в системе устанавливается подвижное равновесие:

в растворе на металле

где n — число электронов, принимающих участие в процессе.

На границе металл – жидкость возникает двойной электрический слой, характеризующийся определенным скачком потенциала – электродным потенциалом.

Абсолютные значения электродных потенциалов измерить не удается.

Электродные потенциалы зависят от ряда факторов (природы металла, концентрации, температуры и др.). Поэтому обычно определяют относительные электродные потенциалы в определенных условиях – так называемые стандартные электродные потенциалы (Е0).

Стандартным электродным потенциалом металла называют его электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор собственного иона с концентрацией (или активностью), равной 1 моль/дм3, измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом, потенциал которого при 250С условно принимается равным нулю (Е0 = 0; ΔG0 = 0).

Располагая металлы в ряд по мере возрастания их стандартных электродных потенциалов (Е0), получаем так называемый ряд напряжений.

Положение того или иного металла в ряду напряжений характеризует его восстановительную способность, а также окислительные свойства его ионов в водных растворах при стандартных условиях.

Чем меньше значение Е0, тем большими восстановительными способностями обладает данный металл в виде простого вещества и тем меньшие окислительные способности проявляют его ионы, и наоборот.

Электродные потенциалы измеряют в приборах, которые получили название гальванических элементов.

Окислительно-восстановительная реакция, которая характеризует работу гальванического элемента, протекает в направлении, в котором ЭДС элемента имеет положительное значение. В этом случае ΔG0 < 0, так как

ΔG0 = –nFΔE0.

Электродный потенциал металла (Е) зависит от концентрации его ионов в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

где – стандартный электродный потенциал;

n – число электронов, принимающих участие в процессе;

– концентрация (при точных вычислениях - активность) гидратированных ионов металла в растворе, моль/дм3;

Е0(Zn2+/ Zn)=-0,763В

Е(Zn2+/ Zn)=-0,763-0,015=-0,778B

Определим при какой концентрации Zn2+(в моль/л) потенциал цинкового электрода будет на 0,015В меньше его стандартного электродного потенциала для чего используем уравнение Нернста:

0,059*lg[Zn2+]/n =Е(Zn2+/ Zn) - Е0(Zn2+/ Zn)

lg [Zn2+]= 0,015*2/0,059=0,5

[Zn2+]=0,3 моль/л

Ответ: [Zn2+]=0,3 моль/л

Задача № 000

При электролизе раствора CuSO4 на аноде выделилось 168 см3 (н. у.) газа. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах, и вычислите, какая масса меди выделилась на катоде.

Решение

Электролизом называется окислительно-восстановительный процесс, протекающий при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита.

При электролизе происходит превращение электрической энергии в химическую. Ячейка для электролиза, называемая электролизером, состоит из двух электродов и электролита.

Электрод, на котором идет реакция восстановления (катод), у электролизера подключен к отрицательному полюсу внешнего источника тока. Электрод, на котором протекает реакция окисления (анод), подключен к положительному полюсу источника.

При электролизе на катоде (отрицательно заряженный электрод) происходит восстановление, так как он отдает электроны катионам, а на аноде (положительно заряженный электрод) – окисление, так как он принимает электроны от анионов.

На характер течения электродных процессов при электролизе большое влияние оказывают состав электролита, растворитель, материал электродов и режим электролиза (напряжение, плотность тока, температура и др.).

Kатионы металлов, имеющие стандартный электродный потенциал меньший или больший, чем у водорода, ведут себя по-разному при электролизе (см. рис.1)

Рис. 1 Ряд напряжения металлов.

При электролизе сульфата меди CuSO4, происходят следующие электродные процессы:

На катоде

Е0(Cu2+/Cu)=+0,34В>0

Уравнение катодного процесса:

Cu2++2 е=Cu0

на катоде восстанавливаются ионы металла и выделяется чистый металл

На аноде

SO42– - анион высшей кислородной кислоты-серной, образованной неметаллом

Уравнение анодного процесса

2H2O - 4 е =O2+4H+

на аноде окисляются только молекулы воды, и выделяется газообразный кислород с одновременным подкислением прикатодного слоя

Согласно законам Фарадея:

или

где m(А) — масса вещества А, окисленного или восстановленного на электроде (г);

V и Vэкв. – объем выделившего вещества и эквивалентный объем этого вещества.

М(1/z, А) — молярная масса эквивалента вещества А (г/моль);

I — сила тока (А);

t — продолжительность электролиза (с);

F – число Фарадея, (F ≈ 96500 Кл/моль).

Эквивалентный объем кислорода (н. у.)

.

V(О2)=168 см3=0,168л ( по условию),

тогда

V(О2)/Vэк=I*t/F=0,168/5,6=0,03

Вычислим массу меди, выделившейся на катоде

М(1/2 Cu)=63,546/2=31,773 г/моль

=31,773*0,03=0,953г

Ответ: на катоде выделилось меди 0,953 г.

Задача № 000

Как происходит атмосферная коррозия луженного железа и луженной меди при нарушении покрытия? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.

Решение:

Коррозия – это самопроизвольно протекающий процесс разрушения металлов в результате химического или электрохимического взаимодействия их с окружающей средой.

Необходимость защиты металлов от коррозии возникла вместе с появлением первых металлических изделий из меди и железа.

Для защиты меди ещё в древние времена применялось горячее лужение, растительные масла, коррозийно стойкие сплавы (оловянная бронза, латунь), для защиты железных и стальных изделий — полирование, воронение, лужение.

Многие металлы, особенно медь и железо, легко окисляются с поверхности от действия кислот щелочей и даже атмосферного воздуха. Для защиты металла от окисления, поверхность его покрывают другим металлом, лучше противостоящим этому действию. Одним из наиболее употребительных для этой цели металлов служит олово, на которое воздух и влага влияют весьма мало, а слабые растительные кислоты, жиры и прочие составные части пищевых продуктов совсем не действуют.

Покрытие металлической поверхности тонким слоем олова называется лужением, а самый слой олова полудой.

При контакте двух металлов роль катода играет металл, обладающий большим электродным потенциалом в данной среде.

а) Луженое железо (железо, покрытое оловом)

Е0 (Sn2+ /Sn)=-0,136В - катод

Е0 (Fe2+ /Fe)=-0,44В - анод

ΔЕ0=-0,136-(-0,44)=0,304В

Анодный процесс

Fe0 –2е= Fe2+

при коррозии железа оно анодно окисляется до Fe2+

Катодный процесс

в нейтральной среде (влажный воздух)

1/2O2+H2O+2 е =2OH–

Так как ионы железа Fe2+ с гидроксильной группой образуют нерастворимый гидроксид, то продуктом коррозии будет Fe(OH)2 гидроксид железа(II).

б) Луженая медь

В химическом отношении медь является малоактивным металлом. Чистая пресная вода и сухой воздух практически не вызывают коррозии меди, но на воздухе, в присутствии углекислого газа, она покрывается плёнкой зелёного цвета (патиной), гидроокисным карбонатом меди CuCO3 . Cu(OH)2. При нагреве на поверхности металла образуется чёрный налёт окиси меди CuO.

В том случае, если медь подверглась лужению:

Е0 (Cu2+ /Cu)=+0,52В - катод

Е0 (Sn2+ /Sn)=-0,136В – анод

ΔЕ0=0,52-(-0,136)=0,696В

Анодный процесс

Sn0 –2е= Sn2+

при коррозии луженной меди, олово анодно окисляется до Sn2+

Катодный процесс

в нейтральной среде (влажный воздух)

1/2O2+H2O+2 е =2OH–

Так как ионы олова Sn2+ с гидроксильной группой образуют нерастворимый гидроксид, то продуктом коррозии будет Sn(OH)2 гидроксид олова(II).

Задача № 000

Какие соединения называют аминами? Составьте схему поликонденсации адипиновой кислоты и гексаметилендиамина. Назовите образовавшийся полимер.

Решение:

Амины - органические производные аммиака, у которого атомы водорода замещены углеводородными радикалами.

В зависимости от типа углеводородного радикала амины делятся на алифатические и ароматические.

В зависимости от числа углеводородных радикалов амины делятся на первичные RNH2, вторичные R2NH, третичные R3N и четвертичные аммониевые катионы [R4N]+.

Физические свойства

Молекулы аминов ассоциированы за счет водородных связей, но эти связи менее прочные, чем в спиртах. В результате температуры кипения аминов ниже, чем у спиртов с тем же числом атомов углерода. При равном числе атомов углерода выше всего температура кипения первичных и ниже всего третичных аминов.

Температуры плавления и кипения аминов увеличиваются с ростом числа атомов углерода, а растворимость в воде уменьшается. Метиламин, диметиламин и триметиламин - газы, обладающие запахом аммиака и хорошо растворимые в воде.

Амины с числом углеродных атомов от 2-х до 10-ти - жидкости, еще пахнущие аммиаком, с большим числом атомов углерода - твердые, не растворимые воде вещества без запаха.

Химические свойства

Амины проявляют основные свойства, водные растворы аминов имеют щелочную реакцию:

Не поделенная электронная пара атома азота способна присоединять протон, в результате образуется ион алкиламмония и смещается равновесие диссоциации воды:

Основность первичных и вторичных алифатических аминов выше, чем у аммиака за счет увеличения подвижности не поделенной электронной пары азота под действием положительных индуктивных эффектов углеводородных радикалов.

Как основания третичные амины сравнимы по силе с аммиаком - сказываются стерические затруднения - объемные углеводородные радикалы перекрывают протону доступ к электронной паре азота.

Ароматические амины более слабые основания, чем аммиак - подвижность электронной пары азота снижается за счет отрицательного мезомерного эффекта фенильного радикала. На рисунке показано изменение основности аминов в зависимости от строения:

Амины, как основания, образуют соли с кислотами, например:

СH3NH2 + HCl = [CH3NH3]+Cl-

Амины проявляют и очень слабые кислотные свойства - со щелочными металлами первичные и вторичные амины образуют алкил и диалкиламиды:

Амины алкилируются галогеналкилами:

и ацилируются ангидридами и галогенангидридами кислот:

Азотистая кислота по разному реагирует с аминами различного строения. С первичными аминами азотистая кислота дает сначала диазогидрат:

который в кислой среде сразу превращается в очень нестойкий катион диазония,

который, в свою очередь, сразу распадается с образованием карбкатиона и газообразного азота:

Образовавшийся карбкатион или захватывает гидроксил из воды, превращаясь в спирт:

или теряет протон и превращается в алкен:

В результате образуется смесь продуктов, причем в случае высших аминов возможна изомеризация.

В случае вторичных аминов диазогидрат не может образоваться, молекула воды отщепляется от одного атома азота и образуется нитрозамин:

Получение аминов

Амины получают:

1. Алкилированием аммиака (см. выше)

2. Восстановлением нитросоединений различными способами, при этом образуются первичные амины.

3. Восстановлением нитрилов и изонитрилов, при этом нитрилы дают первичные амины, изонитрилы, как правило, вторичные.

4. Расщеплением амидов кислот щелочным раствором брома (реакция Гофмана):

СH3СОNH2 +2КОН + Br2 = CH3NH2 + 2KBr + CO2 + H2O

Поликонденсация – процесс синтеза высокомолекулярных соединений, при котором рост макромолекул происходит путем химического взаимодействия концевых групп (многократно повторяющихся реакций конденсаци) исходных полу функиональных молекул друг с другом, с реакционно – способными олигомерами, а также полимерами. Поликонденсацией получают более 30% всех производимых полимеров.

Адипиновая кислота HOOC–(–CH2–)4–COOH

Гексаметилендиамин. (1,6-гександиамин, 1,6-диаминогексан) H2N(CH2)6NH2

При поликонденсации адипиновой кислоты с гексаметилендиамином получается полигексаметиленадипамид, широко известный под названиями найлон и анид:

В качестве мономеров используют капролактам или адипиновую кислоту и гексаметилендиамин или их соль, а процесс полимеризации или поликонденсации мономеров осуществляют в присутствии триацетондиамина формулы (I), используемого в количестве, по крайней мере, 0,03 мол. % в пересчете на 1 моль карбоксамидных групп в получаемом полиамиде. Получаемые этим способом полиамиды являются свето - и термостабилизированными и используются для получения нитей методом высокоскоростного формования, а также полотен..