Максимальная разность потенциалов, возникающая при обратимой работе гальванического элемента, есть электродвижущая сила (эдс) гальванического элемента.
Величина электродного потенциала металлического электрода зависит от температуры и активности (концентрации) иона металла в растворе, в который опущен электрод; математически эта зависимость выражается уравнением Нернста (здесь F – постоянная Фарадея, z – заряд иона):
В уравнении Нернста ε° – стандартный электродный потенциал, равный потенциалу электрода при активности иона металла, равной 1 моль/л.
20. Электролиз водных растворов.
Может проходить как без участия, так и с участием молекул воды, в которой растворен электролит. В качестве примера рассмотрим:
а) электролиз водного раствора хлорида меди (II) – CuCl2.
Демонстрация опыта.
Что мы наблюдаем? На катоде (–) осаждается чистая медь, на аноде (+) выделяется газ желто-зеленого цвета с резким запахом – это хлор.
Как объяснить выделение этих веществ?
В водном растворе CuCl2 диссоциирует на ионы:
СuCl2 ↔ Cu2+ + 2Cl-
К катоду движется катион меди, принимает два электрона, то есть восстанавливается с образованием меди. К аноду движется хлорид-анион, отдает свой электрон, то есть окисляется с образование атомов, а затем и молекул хлора.
В виде химических уравнений процесс записывается так:
Электролиз раствора соли CuCl2:
CuCl2 ↔ Cu2+ + 2Cl-
Катод (–) Анод (+)
Cu2+ + 2ē → Cu0 Cl- – 1ē → Cl0
2Cl0 → Cl2 ↑
электролиз
CuCl2 ===== Cu + Cl2 ↑
Электролиз расплавов.
При электролизе расплавов солей активных металлов на катоде восстанавливается металл (отличие от электролиза раствора). Чаще всего при электролизе расплавов используются галогениды.
Пример: электролиз расплава NaCl (t пл.= 8010C).
NaCl ↔ Na+ + Cl-
катод (–) анод (+)
Na+ + 1ē → Na0 Cl- – 1ē → Cl0
2Cl0 → Cl2 ↑
электролиз расплава
2NaCl ====== 2Na + Cl2 ↑
Аноды бывают растворимые и нерастворимые. Нерастворимые сделаны обычно из графита или платины; растворимые аноды – из различных металлов.
На нерастворимом аноде в процессе электролиза окисляются анионы или молекулы воды. При электролизе водных растворов щелочей, кислородосодержащих кислот и их солей, фторидов на аноде протекает окисление воды и выделяется кислород.
22. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ – физико-химическое или химическое взаимодействие между металлом (сплавом) и средой, приводящее к ухудшению функциональных свойств металла (сплава), среды или включающей их технической системы.
Коррозия металлов бывает сплошной и местной. Сплошная коррозия не представляет особой опасности для конструкций и аппаратов особенно в тех случаях, когда потери металлов не превышают технически обоснованных норм.
23. Коррозия является физико-химическим процессом и закономерности ее протекания определяются общими законами термодинамики и кинетики гетерогенных систем. Различают внутренние и внешние факторы коррозии. Внутренние факторы характеризуют влияние на вид и скорость коррозии природы металла (состав, структура и т.д.). Внешние факторы определяют влияние состава коррозионной среды и условий протекания коррозии (температура, давление и т.д.).
Противокоррозионной защитой (защитой от коррозии) называют процессы или средства, применяемые для уменьшения или прекращения коррозии металла. Основные понятия, термины и определения в области коррозии стандартизированы (ГОСТ 5272-68.). В системе государственных стандартов единой системы защиты от коррозии, старения и биоповреждений (ЕСЗКС) вопросы коррозии выделены в класс под номером «9». Следующая цифра, отделенная точкой от цифры «9», соответствует определенной классификационной группе стандарта:
1 — Организационно-методические правила и нормы;
2 — Общие требования к выбору конструкционных материалов и комплексной защите;
3 — Металлические и неметаллические неорганические покрытия;
4 — Лакокрасочные, полимерные покрытия;
5 — Временная противокоррозионная защита;
6 — Электрохимическая защита;
7 — Защита от старения;
8 — Защита от биоповреждений;
9 — Общие вопросы коррозии и защиты металлов от коррозии.
Современные способы защиты металлов от коррозии подразумевают либо изменение химического состава метала, создание сплавов, либо изоляцию металла от агрессивной среды.
25. Окислительно-восстановительные реакции
в организме, биохимические процессы, при которых происходит перенос электрона или атома водорода (иногда с сопровождающими его атомами или группами) от одной молекулы (окисляемой) к другой (восстанавливаемой). О.-в. р. катализируются ферментами оксидоредуктазами. Энергия, выделяющаяся при некоторых О.-в. р., запасается в химических связях молекул аденозинтрифосфорной кислоты (АТФ) и др. макроэргических соединений. К О.-в. р. относятся реакции трикарбоновых кислот цикла, реакции переноса электронов при дыхании, фотосинтезе, брожении и гликолизе, реакции окисления и синтеза жирных кислот и многие др. процессы, протекающие в любой живой клетке. См. Окисление биологическое.
Сте́пень окисле́ния (окислительное число, формальный заряд) — вспомогательная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций, численная величина электростатического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов.
Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле всегда равна нулю:
Степень окисления в ряде случаев не совпадает ни с валентностью (например, в органических соединениях углерод всегда четырёхвалентен, а степень окисления атома углерода в соединениях CH4, CH3OH, HCOOH соответственно равно −4, −2 и +2), ни с фактическим числом электронов, которые участвуют в образовании связей.
Окислительно-восстановительные свойства вещества и степени окисления входящих в него атомов
Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления, могут быть только окислителями за счет этих атомов, т.к. они уже отдали все свои валентные электроны и способны только принимать электроны. Максимальная степень окисления атома элемента равна номеру группы в периодической таблице, к которой относится данный элемент. Соединения, содержащие атомы элементов с минимальной степенью окисления могут служить только восстановителями, поскольку они способны лишь отдавать электроны, потому, что внешний энергетический уровень у таких атомов завершен восемью электронами. Минимальная степень окисления у атомов металлов равна 0, для неметаллов - (n–8) (где n- номер группы в периодической системе). Соединения, содержащие атомы элементов с промежуточной степенью окисления, могут быть и окислителями и восстановителями, в зависимости от партнера, с которым взаимодействуют и от условий реакции.
Важнейшие восстановители и окислители
Восстановители
Окислители
Металлы,
водород,
уголь.
Окись углерода (II) (CO).
Сероводород (H2S);
оксид серы (IV) (SO2);
сернистая кислота H2SO3 и ее соли.
Галогеноводородные кислоты и их соли.
Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3.
Азотистая кислота HNO2;
аммиак NH3;
гидразин NH2NH2;
оксид азота(II) (NO).
Катод при электролизе.
Галогены.
Перманганат калия(KMnO4);
манганат калия (K2MnO4);
оксид марганца (IV) (MnO2).
Дихромат калия (K2Cr2O7);
хромат калия (K2CrO4).
Азотная кислота (HNO3).
Серная кислота (H2SO4) конц.
Оксид меди(II) (CuO);
оксид свинца(IV) (PbO2);
оксид серебра (Ag2O);
пероксид водорода (H2O2).
Хлорид железа(III) (FeCl3).
Бертоллетова соль (KClO3).
Анод при электролизе.
Расчет степени окисления