Шпоры по химии

Гидролиз

Виды сред.

1. [Н⁺]=[ОНˉ]=1Е-7 нейтралная среда(рН=7); 2. [Н⁺]>[ОНˉ] кислая среда(рН<7); 3. [Н⁺]<[ОНˉ] щелочная(рН>7)

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.
К2 S→2K⁺+S²ˉ pH>7 Ступень I. S²ˉ+H⁺OHˉ⇆(HS)ˉ+OHˉ 2K⁺+S²ˉ+HOH⇆(HS)ˉ+OHˉ+2K⁺ К2 S+HOH⇆KHS+KOH Ступень II. (HS)ˉ+HOH⇆H2 S+OHˉ K⁺ +(HS)ˉ+HOH⇆H2 S+OHˉ+K⁺ KHS+HOH⇆H2 S+KOH	MgCl2 →Mg²⁺+2Clˉ pH<7 Ступень I. Mg²⁺+H⁺OHˉ⇆(MgOH)⁺+H⁺ 2Clˉ+ Mg²⁺+HOH⇆(MgOH)⁺+H⁺+2Clˉ MgCl2 +HOH⇆MgOHCl+HCl Ступень II. (MgOH)⁺+HOH⇆Mg(OH)2 +H⁺ Clˉ+ MgOH⁺+HOH⇆Mg(OH)2 +H⁺+Clˉ MgOHCl+HOH⇆Mg(OH)2 +HCl	MgS→Mg²⁺+S²ˉ pH≈7 Mg²⁺+S²ˉ+2H⁺OHˉ⇆Mg(OH)2 +H2 S MgCl2 +Na2 S+2H2 O→	Na2 SO4 →2Na⁺+SO4 ²ˉ pH=7

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+H2
O

H⁺+OH¯→H2
O – слабый электролит

3. Образование газа K2
CO3
+2HCl→2KCl+CO2
↑+H2
O

CO3
¯+2H⁺→ CO2
↑+H2
O

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 +2H2 O Be(OH)2 +2H⁺→Be²⁺+2H2 O,иливкомпл.в: Be(OH)2 +2HCl+2H2 O→[Be(H2 O) 4 ]Cl2 Be(OH)2 +2H⁺+2H2 O→[Be(H2 O) 4 ]²⁺	Be(OH)2 +2NaOH→Na2 BeO2 +2H2 O Be(OH)2 +2ОНˉ→BeO2 ²ˉ+2H2 O Be(OH)2 +2NaOH→Na2 [Be(OH)4 ] Be(OH)2 +2ОНˉ→[Be(OH)4 ]²ˉ

Взаимодействие Ме с окислит (кисл., щел., вода).

Взаимодействие Ме с водой.	Взаимодействие Ме с раств. щелочью.	Взаимодействие Ме с кислотами.
Вост. воды 2H2 O+2ē→H2 +2OHˉ Mg+H2 O→ φ(Mg(OH)2 /Mg)=-2.36 φ(H2 O/H2 )=-0.413 φ окисл.>φ вост – реакция идёт 1|Mg˚+2H2 O - 2ē→Mg(OH)2 +2H⁺ 1|2 H 2 O +2ē → H 2 +2 OH ˉ _ Mg+4H2 O→Mg(OH)2 +H2 +2H⁺+2OHˉ Mg+2H2 O→Mg(OH)2 +H2 Нек. 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+H2 O→ φ(AlO2 ˉ/Al)=-2.36 φ(Al2 O/H2 )=-0.827 φ окисл.>φ вост – ре-акция идёт 2|Al˚+4OHˉ - 3ē→AlO2 ˉ+2H2 O 3|2 H 2 O +2ē → H 2 +2 OH ˉ _ 2Al+8OHˉ+6H2 O→2AlO2 ˉ+4H2 O+3H2 +6OHˉ 2Al+2NaOH+2H2 O →2NaAlO2 +3H2	кислоты по отношению к Ме дел. на 2-е группы(какой ион явл. окислит.)
		H⁺	Кислотный остаток – окислит.
		HCl ,H2 SO4 р.	H2 SO4 к. , HNO3 р. , HNO3 к.
		1. Ме+H2 SO4 р. →МеSO4 +Н2 φ(H/2H⁺)=0 φ(Ме)<0	1.Ме+H2 SO4 к.→МеSO4 + H2 O+прод. вост . кисл . ост . Li-Zn ( H2 S) Cr-H( S˚) после Н ( SO2 ) φ(SO4 ²ˉ/S)>1 SO4 ²ˉ→ H2 S SO4 ²ˉ→S SO4 ²ˉ→SO2 2. Ме+HNO3 р→МеNO3 +H2 O+пр . вост . кисл . ост . Li-Zn ( NH4 ⁺,NH4 NO3 ) Cr-H( N2 O) после Н ( NO) φ(NO3 ˉ)>1 3. Ме+HNO3 к→ МеNO3 + H2 O + пр . в кисл . ост . Li-Zn (NO) Zn- (NO2 ) Пример. Au+3V HCl+HNO3 →AuCl3 +NO2 +H2 O

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 О амфотерный	Амфотерн+Н О амфотерный	Ср. соль	кислая	основная
примеры	Li2 O Cu2 O CuO MnO	SO2 SO3 P2 O5 *нек.Me Mn2 O7 CrO3	ZnO PbO Al2 O3 Cr2 O3	LiOH CuOH Cu(OH)2 Mn(OH)2	H2 SO3 H2 SO4 H2 PO4 *нек. Ме HMnO4 H2 CrO4	Zn(OH)2 Pb(OH)2 Al(OH)3 Cr(OH)3	Na2 CO3 CuCl2	NaHCO3 гидроксокарбонат натрия	CuOHCl гидроксохлорат меди
не электролиты			электролиты

Слабые электролиты КА⇆К⁺+А¯ α , К дисс.

кислоты	основания	соли
HF , H2 S , HNO2 , H2 SO3 , H2 CO3 , H2 SiO3 , HCN , HSCN , CH3 COOH , H3 PO4 HClO	все нерастворимые в воде и NH4 OH–сл (NH4 – H2 O)	Fe(SCN)3 – родонит железа, СdCl2 ,HgJ2
H2 CO3 ⇆H⁺+HCO3 ¯ HCO3 ¯⇆H⁺+CO3 ¯	Cu(OH)2 ⇆OH¯+CuOH⁺ CuOH⁺⇆OH¯+Cu²⁺

Сильные электролиты КА→К⁺+А¯ α , К дисс.

кислоты	основания	соли
HCl , HBr , HJ , HNO3 , H2 SO4 , HMnO4 , HClO4 , H2 CrO4	все растворимые в воде кроме NH4 OH	почти все. кислые – раств. основн.-нераст.
Na2 CO3 →2Na⁺+CO3 ²¯

Таблица для решения ОВР.

среда	Кислая H⁺,H2 О	Щел. OHˉ, H2 О	Нейтральная H2 О
Связ.изб. Oˉ² NO2 ˉ→ NO3	Oˉ²+2H⁺→H2 О	Oˉ²+ H2 О →2OHˉ	Oˉ²+ H2 О →2OHˉ
Внесен. недост.Oˉ² NO2 ˉ→NO3 ˉ	H2 О→Oˉ²+2H⁺	2OHˉ→Oˉ²+ H2 О	H2 О→Oˉ²+2H⁺
Таблица дана в расчёте на 1 атом кислорода.

Величины потенциалов в различных средах

Срда кислая рН<7	Нейтральная рН=7	Щелочная рН>7
φ(Fe²⁺/Fe)=-0.44 B φ(Al³⁺/Al)=-1.66 φ(Mg²⁺/Mg)=-2.36 φ(2H⁺/ H2 )=0 φ(O2 / H2 O)=+1.22	φ(Fe(OH)2 /Fe)=-0.46 φ(Al(OH)3 /Al)=-1.88 φ(Mg(OH)2 /Mg)=-2.36 φ(H2 O/H2 )=-0.413 φ(O2 /4OHˉ)=+0.814	φ(Fe(OH)2 /Fe)=-0.874 φ(AlO2 ˉ/Al)=-2.36 φ(Mg(OH)2 /Mg)=-2.69 φ(Al2 O/H2 )=-0.827 φ(O2 /4OHˉ)=+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 <∆Н обр.в. , тем оно более термич. устойчиво.

Энтропия.
Изменение ∆S х.р.=∑S прод.р.--∑S исх.в. или ∆S=S обр.С*x—(S обр.A*n+S обр.В*m)

Факторы,
влияющие на энтропию: 1. Агрегатное состояние; 2. Атомная или молекулярная масса веществ; 3.При увеличении полярности процессов энтропия #.

Энтропийный и энтальпийные факторы. Энергия Гиббса.

Два фактора сводятся к единому энергии Гиббса: ∆G=∆H—T*∆S, ∆G=0-сост.равноес.,∆G<0-самопроизв.протекание прям.процесса,∆G>0-самопр.протек.обр.проц.

∆G – энергия Гиббса – критерий вероятности самопроизв. протекания процесса. ∆G образ.прост.в.=0 G[кДж.моль]

∆G х.р.=∑∆G обр.пр.р.--∑∆G обр.исх.в. с учётом коэффициентов

Влияние температуры на ход реакции.

1. ∆H<0 ∆S<0 2. ∆H>0 ∆S<0

Скорости хим. реакций, хим. равновесие.

Системы протекания реакций:

1.Гомогенная (однор сист.)
сост.из одного вида фаз (нет раздела фаз, т.е. в одном агрегатном сост.). Реакции, протекающие в этой сист. тоже гомогенные, протекающие во всём объёме этой системы. V гом.р.=+
∆с/∆Т=+
∆n/(V*∆T), ∆n – кол.активных взаимодействий, ∆с – изменен.концентрации вещ-ва, ∆Т-отр.вр.

V гом.р.=[моль/литр*сек]=[моль/м³*сек]

2.Гетерогенные (неоднор. сист.)
сост. из двух и более фаз, сущ. поверхность раздела фаз. Гетероген. реакции протекают на поверхн. разд. фаз.

V гет.р.=+
∆с/S*∆T=[моль/литр*м²*сек] , S – площадь раздела фаз.

Факторы, влияющие на скорость.

1.Концентрация
- прямая завис.

Закон действующих масс (з.д.м.)
V=k*[A]ⁿ*[B] ⁿⁿ, k – константа равновесия, зависит от природы вещ-ва и температуры.В формулу не включ. конц. вещ-ва в тв. сост.

2.Давление гомоген.(для газов)
– прямая завис. При увел. давлен концентрация растёт прям пропорционально.

3.Температура
– прям. з. При небольших изменениях температуры скорость реакции рассчитывается по правилу Вант-Гоффа:
При увеличении темрературы на каждые 10° скорость реакции увеличивается от 2 до 4 раз. V т2=V т1 *γ↑((Т2-Т1)/10)

4.Площадь для гетероген
(прямая) 5. Природа веществ.
6.Катализаторы(ускор.р.) или ингибиторы(замедл.р.)

Уравнение Аррениуса
(справедливо для больших интервалов ∆ t)

Еа – энергия активизации – избыток энергии по сравнен

ию со средним уравнем энергии вещества необход. для накапливания хим. реакции. Высок. t уменш. Еа

K=K0*e↑(-(Ea/R*T)) , К – константа скорости(физич. смысл. – скорость реакции при опред. концентрации(1 моль/1 литр)), К0 – пост. множитель

↑ Т => ↓ Ea => ↑ K => ↑V

Влияние катализатора на скорость, Катализ процесс:

Гомогенный – ускорение во всём объёме Гетерогенный – на гране раздела фаз

Катализатор снижает Еа

Химическое равновесие

Обратимые реакции
– протекающие при одних и тех же условиях в сторону прямой и обратной реакций.

Для колич. оценки хим. равновесия используют константу равновесия. К х.р.=К пр./К обр.=[C] *[D] /[A]ⁿ*[B]ⁿⁿ , K х.р.=1-хим.равновес.,К х.р.>1-пр.р.,К х.р.<1-обр.р.

Сдвиг хим. равновесия.
Сдвиг происходит по принципу Ле-Шателье:
Если изменить одно из условий равновесия, то оно сместится в сторону противодействия измения.

1.Изменен. концентр.
2.Изменение темпер
. ↑Т эндо ,↓Т экзо 3.Изменен. давлен
. ↑Р меньшых объема ↓Р большых объёмов 4.Катал.
ускор. обе р., но равновес. несмещ.

РАСТВОРЫ.

Растворы
– однородн. или гомогенные сист. состоящие из двух и более компонентов: 1.Растворитель(то чего больше не меняющ. агр. сост. вещ-ва) 2.Растворим. вещ-ва растворитель вода – растворы гидраты , др-е растворы – саль ваты

Процесс растворения
– физ.-хим. процесс. Признаки физ. – механ. смесь, химического – образование хим. связи и тепловые явления.

Энергетика процесса растворения
. Процесс: 1.Разрушен. кристалич. решетки вещества ∆Н разр.>0;

2.Дифузия частиц растворён. веществ сквозь частицы раствора ∆Н диф.≈ 0; 3.Процесс гидратации ∆Н гидр.< 0.

Т.о. ∆Н раствора=∆Н разр.+∆Н диф.+∆Н гидр.

При растворении(расплавлении) нек. вещества диссоциируют
(распадаются на ионы). Их растворы проводят ток – электролиты
.

Не электролиты
– оксиды и почти все органические вещества.

Электролиты характеризуются
: 1.Степенью диссоциации
α=число продиссоц.молек./общ.число молекул - зависит от прир. электрол.,от Т(пр.проп.), концентр(обр.пр.)

α>30% - сильн. эл., α<3% - сл. эл., αÎ (3%;30%) – ср.силы.

2.Константа диссоциации.
Сл. эл: КА⇆К⁺+А¯ Сил. эл: КА→ К⁺+А¯ (КА – молекула) К равновес.=К диссоц.=[ К⁺]*[ Аˉ]/[KA]

К диссоц. имеет смысл только для слабого электролита(обр. процесс)

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+H2
O

H⁺+OH¯→H2
O – слабый электролит

3. Образование газа K2
CO3
+2HCl→2KCl+CO2
↑+H2
O

CO3
¯+2H⁺→CO2
↑+H2
O

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕИЯ

К.с.
– сложн. соед. сост. из более простых, способных к самостоятельному сущ.

Пример. HgJ2
*2KJ

Свёрнутый вид: К2
[HgJ4
] число легандов
– координационное число
(к.ч.)

Лучшие компл. образователи – ионы d-элементов(эл. побочн. групп), т.к. у них малый радиус

Мианды –
отрицат. Ионы или нейтральн. молек.: J¯, F¯, Cl¯, NO2
¯, OH¯ или H2
O , NH3

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 +2H2 O Be(OH)2 +2H⁺→Be²⁺+2H2 O,иливкомпл.в: Be(OH)2 +2HCl+2H2 O→[Be(H2 O) 4 ]Cl2 Be(OH)2 +2H⁺+2H2 O→[Be(H2 O) 4 ]²⁺	Be(OH)2 +2NaOH→Na2 BeO2 +2H2 O Be(OH)2 +2ОНˉ→BeO2 ²ˉ+2H2 O Be(OH)2 +2NaOH→Na2 [Be(OH)4 ] Be(OH)2 +2ОНˉ→[Be(OH)4 ]²ˉ

Гидролиз солей

Г.
– взаимодействие ионов соли с ионами воды, в рез. котор. равновес. воды смещается и среда становится кисл. или щелочной.

H2
O→H⁺+OH¯ К диссоц.=[Н⁺]*[ОНˉ]/[H2O] → К диссоц.*[H2
O] =[Н⁺]*[ОНˉ]=К H2
O=1Е-14 - ионное произведение воды

Виды сред.

1. [Н⁺]=[ОНˉ]=1Е-7 нейтралная среда(рН=7); 2. [Н⁺]>[ОНˉ] кислая среда(рН<7); 3. [Н⁺]<[ОНˉ] щелочная(рН>7)

рH=-lg[Н⁺] pOH=-lg[ОНˉ] pН+pОН=14

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.
К2 S→2K⁺+S²ˉ pH>7 Ступень I. S²ˉ+H⁺OHˉ⇆(HS)ˉ+OHˉ 2K⁺+S²ˉ+HOH⇆(HS)ˉ+OHˉ+2K⁺ К2 S+HOH⇆KHS+KOH Ступень II. (HS)ˉ+HOH⇆H2 S+OHˉ K⁺ +(HS)ˉ+HOH⇆H2 S+OHˉ+K⁺ KHS+HOH⇆H2 S+KOH	MgCl2 →Mg²⁺+2Clˉ pH<7 Ступень I. Mg²⁺+H⁺OHˉ⇆(MgOH)⁺+H⁺ 2Clˉ+ Mg²⁺+HOH⇆(MgOH)⁺+H⁺+2Clˉ MgCl2 +HOH⇆MgOHCl+HCl Ступень II. (MgOH)⁺+HOH⇆Mg(OH)2 +H⁺ Clˉ+ MgOH⁺+HOH⇆Mg(OH)2 +H⁺+Clˉ MgOHCl+HOH⇆Mg(OH)2 +HCl	MgS→Mg²⁺+S²ˉ pH≈7 Mg²⁺+S²ˉ+2H⁺OHˉ⇆Mg(OH)2 +H2 S MgCl2 +Na2 S+2H2 O→	Na2 SO4 →2Na⁺+SO4 ²ˉ pH=7

Соль гидролизу не подвергается.

Глубину гидролиза можно опред. сл. обр.:

1.Степень гидролиза – h – отношен. числа прогидролизовавшихся молекул к общ. числу молекул. Зависит от природы соли, темпер. и концентр.

Константа гидролиза
К гид.=К H2
O/К дис.сл.электролитов h=√(К гид./С соли)

2. Молярн. концентрация(молярность)
С м=h/V=m р.в./M р.в.*V

3. Моляльная конц.(моляльность)
– кол-во молей раств. вещ-ва в 1000 г. ратворит. См=n/V=m р-ва/∋*V , ∋ - эквивалент (или m э)

Э к-ты=М к-ты/число H⁺ Э осн-я=М осн/число ОH⁺ Э соли=М соли/число атомов Ме*степ. окислен. Ме

Закон эквивалентов
: все взаимод. и получ. вещ-ва наход. в экви. колич. NaOH+HCl=NaCl+H2
OnNaOH=NHCl=nNaCl=nH2
OcNaOH*VNaOH =cH(HCl)*VHCl

Окислительно-востановительные реакции.

ОВР
– реакции идущие с изменением степени окисления элементов при переходе электронов.

Окислители
. 1.Простые или сл. в которых элем. наход. в макс. степ. окислен. Mg²⁺, Mg⁺⁷O4
,(CrO4
)²ˉ

2. F2
, O2

Восстановители. 1.Прост. или сложн. частицы в котор. элемент находится в мин. cтеп. окислен. NH3 , S

Окислители и восстановители
.1.Атомы и молекулы металов (кр. O2
и F2
) Сl2
, Br2
, N2
, S˚ ,P˚

2.Прост. и сложн. частицы в котор. элемент находится в промежут. cтеп. окислен. (SO3
)²ˉ, Fe , (NO2
)ˉ

Направления ОВР. Электродные потенциалы.

Гальванические элементы.
Самрпоизв. электроны идут от вост. к окислит., когда φ окисл.>φ вост., ξ = φ окисл.-- φ вост.>0 - усл. самопроизв. протекан. ОВР.

Электродный потенциал Ме.
Под действ. полярн. молек. воды и отрицат. ионов кислотн. остатка, положит. ионы Ме и сталкиваются на границе Ме – р-р. В рез. образ. двойной электронный слой с опред. раз. потенциалов наз. электродным потенциалом.

Используют относительные величины потенциалов.

Измерение электродных потенциалов.
Гальванич. элементы – приборы в котор. энергия ОВР преобразуется в электрический ток.

Для измерен. потенциалов металов и всех др. частиц создают гальван. элем. в котор. один электрод водородный φ(Н˚2
/2Н⁺), а второй измеряемый.

Возникающая при этом ЭДС и есть величина потенциала. ξ = φ измер. -- φ(Н˚2
/2Н⁺) –эталонный

Устройство медно-цинкового гальванического элемента.

φ(Zn˚/Zn)=-0.76 В

φ(Сu˚/Cu²⁺)=+0.34 B

ξ = φ окисл.-- φ вост=1.1 В

Анодный процесс: Zn˚-2ē→Zn²⁺ анод – восстановитель

Катодный процесс:
Cu
²
⁺
+2ē
→
С
u
˚
катод – окислитель

Zn˚+ Cu²⁺= Zn²⁺+Сu˚

(-)(A) Zn˚| ZnSO4
;1M||CuSO4
;1M|Cu (K)(+)

Потенциал зависит от t, С, от природы ок-ва.

Если конц. отлич. от стандарт., то потенц. рассчит. по прав. Нернста
: φ(OX/Red)=φ˚(OX/Red)+(RT/nF)*ln([OX]/[Red])

OX – окисл. форма, Red – вост. форма, RT/F=0.059, n – число электронов

φ(Меⁿ⁺/Ме)=φ˚( Меⁿ⁺/Ме)+(0.059/n)*lg[Меⁿ⁺] Пример. Ag|AgNO3
;1M|| AgNO3
;0.01M|Ag

φ(Ag⁺/Ag)=0.8+(0.059/1)*lg 10ˉ²=0.692 B

Взаимодействие Ме с окислит (кисл., щел., вода).

Взаимодействие Ме с водой.	Взаимодействие Ме с раств. щелочью.	Взаимодействие Ме с кислотами.
Вост. воды 2H2 O+2ē→H2 +2OHˉ Mg+H2 O→ φ(Mg(OH)2 /Mg)=-2.36 φ(H2 O/H2 )=-0.413 φ окисл.>φ вост – реакция идёт 1|Mg˚+2H2 O - 2ē→Mg(OH)2 +2H⁺ 1|2 H 2 O +2ē → H 2 +2 OH ˉ _ Mg+4H2 O→Mg(OH)2 +H2 +2H⁺+2OHˉ Mg+2H2 O→Mg(OH)2 +H2 Нек. 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+H2 O→ φ(AlO2 ˉ/Al)=-2.36 φ(Al2 O/H2 )=-0.827 φ окисл.>φ вост – ре-акция идёт 2|Al˚+4OHˉ - 3ē→AlO2 ˉ+2H2 O 3|2 H 2 O +2ē → H 2 +2 OH ˉ _ 2Al+8OHˉ+6H2 O→2AlO2 ˉ+4H2 O+3H2 +6OHˉ 2Al+2NaOH+2H2 O →2NaAlO2 +3H2	кислоты по отношению к Ме дел. на 2-е группы(какой ион явл. окислит.)
		H⁺	Кислотный остаток – окислит.
		HCl ,H2 SO4 р.	H2 SO4 к. , HNO3 р. , HNO3 к.
		1. Ме+H2 SO4 р. →МеSO4 +Н2 φ(H/2H⁺)=0 φ(Ме)<0	1.Ме+H2 SO4 к.→МеSO4 + H2 O+прод. вост . кисл . ост . Li-Zn ( H2 S) Cr-H( S˚) после Н ( SO2 ) φ(SO4 ²ˉ/S)>1 SO4 ²ˉ→ H2 S SO4 ²ˉ→S SO4 ²ˉ→SO2 2. Ме+HNO3 р→МеNO3 +H2 O+пр . вост . кисл . ост . Li-Zn ( NH4 ⁺,NH4 NO3 ) Cr-H( N2 O) после Н ( NO) φ(NO3 ˉ)>1 3. Ме+HNO3 к→ МеNO3 + H2 O + пр . в кисл . ост . Li-Zn (NO) Zn- (NO2 ) Пример. Au+3V HCl+HNO3 →AuCl3 +NO2 +H2 O

Нек. Ме пассивируют под действием холодных кислот: H2
SO4
- Fe , Ti ; HNO3
- Cr

Коррозия Ме
– самопроизв. разрушен. Ме под дейсвием агрессивной окружающей среды.

По элементам разрушен. различают:

хим. коррозию	эл.-хим. коррозию
Под действ. с сухими газами при t˚(газовая) или с жидк. не электролитами Ме+О2 , CO2 , CO , SO3 , Гг(галогены) →разр. Ме+неэлектролиты Скорость хим. коррозии зависит от природы Ме, свойств продукта окислен., t˚	При взаимод. Ме с жидк. электрол., с влажн. Воздухом и почвой Поверхность Ме покрыта коррозионными гальвано парами (КГП)

Причины взаимодействия коразионных гальванопар
: 1.Контакт Ме разн. активн.

2.Хим. неоднородность Ме

3.Неоднородность электролита

4.Неоднородность механического напряжения внутри

5.Блуждающие эл. токи.

Основные положения теории:
1.Коррозия происходит в том сл., если φ ме.> φ окисл.

2.наличие деполяризатора(окислителя)

Процесс деполяризации
– отвод электронов с катодных участков при эл.-хим. коррозии веществами деполяризаторами.

Водородная деполяризация
2H⁺+2ē→H2
в кисл. среде

2H2
O+2ē→H2
+2OHˉ нейтр., щелочной / - вод. деп.

Кислотная деполяризацияO2
+2H2
O+2ē→4OHˉ нейтр., щелочной

O2
+4H⁺+4ē→2H2
O кисл. / -кис. деп.

Методы защиты Ме от коррозии.

1. Покрытия(защитные)

1.1 Металлические

1.1.1 Катодные φ защ.ме.< φ покр. (φFе<φAu)

1.1.2 Анодные φ защ.ме.> φ покр. (φFе>φAu)

1.2 Неметаллические покрытия

1.2.1 Хим. покрытие (обраб. спец. реагентом с образ.защитной плёнки)

1.2.2 Неорганическое покрытие

1.2.3 Органическое покрытие

2. Электрохимические методы (искусственно созд. коррозийной гальвано пары)

2.1 Протекторная защита φ ме.< φ прот.

2.2 Электролизация

3. Ингибиторная защита (замедление процесса)

4. Создание спец сплавов (антикоррозийных сплавов Cr, Ni,Ti)