Добавил:

Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.

Вуз:

Самарский Государственный Университет Путей Сообщения

Предмет:

[НЕСОРТИРОВАННОЕ]

Файл:

khimia1.docx

Скачиваний:

Добавлен:

01.04.2025

Размер:

711.73 Кб

Скачать

☆

<<< < Предыдущая 1 2 3 45 / 55

34. РЕакции окисления и восстановления. Основные понятия(электроотрицательность, окислители, восстановители, степень окисления).

Эле́ктроотрица́тельность (χ) —химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле смещать к себе общие электронные пары. Окислитель - это вещество или химический элемент, принимающие электроны в окислительно-восстановительной реакции. Восстановитель - это вещество или химический элемент, отдающие электроны в окислительно-восстановительной реакции. Сте́пень окисле́ния — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций, численная величина электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов.

Окислительно-восстановительные реакции - реакции, при которых происходит смещение электронов от атомов одних элементов к атомам других элементов. Для характеристики вводится понятие степени окисления. Степенью окисления называется число электронов, смещённых от данного атома (+ степень окисления) или к данному атому (- степень окисления). Многие элементы имеют переменную степень окисления. Сумма степеней окисления в молекуле = 0, в ионе - заряду иона. Окисление - процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления. Восстановле́нием называется процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается. Виды окислительно-восстановительных реакций.1) Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ.2) Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества.3) Самоокисление-самовосстановление — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель. Электроотрицательность — фундаментальное химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле смещать к 35. Методы составления уравнений реакции окисления-восстановления. Методы подбора коэффициентов:1) Метод электронного баланса (для всех типов решений);2) Метод ионно-электронного баланса (метод полуреакций)(только для растворов). Порядок подбора коэффициентов методом полуреакций: Ионно-молекулярное уравнение, руководствуясь правилами:1) - сильные электролиты в виде ионов, - не электролиты, труднорастворимые соединения, труднорастворимые, газы в виде молекул; 2) - составить полуреакции окисления и восстановления с учётом среды. 3) - установить электронный баланс. 4) - определить коэффициенты из равенства электронов в окислитьельно-восстановительном уравнении. 5) - суммировать полуреакции окисления и восстановления с учётом дополнительных множителей. Избыток O2 связывают:O + 2H => H2O pH<7 кислая среда;O + H2O => 2OH pH>=7 нейтральная или щелочная среда; Источником O2 является: H2O => O + 2H pH<=7 нейтральная или кислая среда; 2OH => O + H2O pH>7 щелочная среда.

36. направления реакций окисления и восстановления. Электродные потенциалы. Рассмотрим систему, состоящую из металлической пластины, опущенной в раствор соли этого же металла. Металл в твёрдом состояние имеет кресталическую решётку, в узлах которой есть катионы металла, в между узлами свободно движутся электроны. При опускании пластины в раствор на границе фаз маталл-раствор происходят процессы: Переход катионов металла с металлической пластины и сальватация их в пластине. Металлическая пластина заряжается -, а раствор +. + частицы притягивается к - пластине и на границе раздела металл-ратвор возникает двойной электронный слой: между металлом и раствором возникает разность потенциалов или потенциал электролитов. Потенциал, устанавливающийся в состояние равновесия, называется равновесным электронным потенциалом. Для измерения электронного потенциала составляют гольванический элемент. Потенциал водородного электрода равен нулю.В электрохимии стандартный электродный потенциал является мерой индивидуального потенциала обратимого электрода в стандартном состоянии, которое осуществляется в растворах при концентрации в 1 моль/кг и в газах при давлении в 1 атмосферу или 100 кПа при 25 °C. Электричество вырабатывается вследствие различия электростатического потенциала двух электродов. Эта разность потенциалов создаётся в результате различий индивидуальных потенциалов двух металлов электродов по отношению к электролиту. Потенциал гальванической ячейки вытекает из «пары» электродов. Стандартные электродные потенциалы даны при стандартных условиях. При нестандартных эффективных концентрациях он может быть вычислен с использованием уравнения Нернста:

37. Зависимость электродных потенциалов от концентраций окисленной и восстановленной форм. Уравнение Нернста.

г де стандартный электродный потенциал металла (равновесная разность потенциалов между металлом и раствором при активности катионов металла в растворе 1 мольл^¹); F  число Фарадея (96500 Клмоль^¹); R  универсальная газовая постоянная (8,31 Джмоль^¹град^¹); n  число электронов, участвующих в электродной реакции; - концентрации металла в растворе.\

38. гальванические элементы.

Гальвани́ческий элеме́нт — химический источник электрического тока, основанный на взаимодействии двух металлов и (или) их оксидов в электролите, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока.

В состав гальванического элемента входят электроды. Гальванические элементы характеризуются: э.д.с., емкостью, энергией, которую он может отдать во внешнюю цепь, сохраняемостью. ЭДС гальванического элемента зависит от материала электродов и состава электролита. ЭДС описывается термодинамическими функциями, протекающих электрохимических процессов, в виде уравнения Нернста.

Ёмкость элемента – это количество электричества, которое источник тока отдает при разряде. Ёмкость зависит от массы запасенных в источнике реагентов и степени их превращения, снижается с понижением температуры или увеличением разрядного тока.

Энергия гальванического элемента численно равна произведению его ёмкости на напряжение. Сохраняемость элемента уменьшается с ростом температуры хранения.

Классификация гальванических элементов. Гальванические первичные элементы - это устройства для прямого преобразования химической энергии, заключенных в них реагентов (окислителя и восстановителя), в электрическую.

Щелочные марганцево-цинковые элементы, в которых в качестве электролита используется паста на основе гидроксида калия, обладают целом рядом преимуществ, в частности существенно большей ёмкостью, лучшей работой при низких температурах и при больших токах нагрузки.

Солевые и щелочные элементы широко применяются для питания радиоаппаратуры и различных электронных устройств.

Вторичные источники тока (аккумуляторы) - это устройства, в которых электрическая энергия внешнего источника тока превращается в химическую энергию и накапливается, а химическая – снова превращается в электрическую. Одним из наиболее распространенных аккумуляторов является свинцовый (или кислотный). Электролитом является 25-30 % раствор серной кислоты. Электродами кислотного аккумулятора являются свинцовые решетки, заполненные оксидом свинца, который при взаимодействии с электролитом превращается в PbSO₄.

Также существуют щелочные аккумуляторы. Наибольшее применение получили никель-кадмиевые и никель-металлгидридные аккумуляторы, в которых электролитом служит KOH. В различных электронных устройствах, в основном, применяются литий-ионные и литий-полимерные аккумуляторы, характеризующиеся высокой ёмкостью и отсутствием эффекта памяти.

Электрохимические генераторы (топливные элементы) - это элементы, в которых происходит превращение химической энергии в электрическую. Окислитель и восстановитель хранятся вне элемента, в процессе работы непрерывно и раздельно подаются к электродам. Восстановителем является водород (H₂), метанол (CH₃OH), метан (CH₄) в жидком или газообразном состоянии. Окислителем обычно является кислород воздуха или чистый. В кислородно-водородном топливном элементе со щелочным электролитом происходит превращение химической энергии в электрическую. 39. Электролиз расплавов и растворов. Электролиз - это окислительно-восстановительный процесс, который происходит на электродах во время прохождения электрического тока через расплав или раствор. При электролизе растворов кроме ионов самого вещества в процессе участвуют ионы растворителя. При электролизе расплавов - только ионы самого вещества. Электродами могут служить любые материалы, проводящие электрический ток. Электрод, заряженный положительно - анод. При электролизе происходт окисление анода (он растворяется) и восстановление катода. Именно поэтому анод следует брать таким, чтобы его растворение не повлияло на химический процесс, протекающий в растворе или расплаве. Такой анод называют инертным электродом. В качестве инертного анода можно взять графит (углерод) или платину. В качестве катода можно взять металлическую пластину (она не будет растворяться). При электролизе расплавов в процессе учавствуют только ионы вещества, которое подвергается электролизу.

40. Электролиз. Законы Фарадея. Электролиз - это окислительно-восстановительный процесс, который происходит на электродах во время прохождения электрического тока через расплав или раствор. Электролиз применяется для получения из растворов металлов. Различают электролиз растворов и электролиз расплавов. При электрролизе растворов кроме ионов самого вещества в процессе учавствуют ионы растворителя. При электролизе расплавов - только ионы самого вещества. Зако́ны электро́лиза Фараде́я являются количественными соотношениями. Первый закон электролиза Фарадея: масса вещества, осаждённого на электроде при электролизе, прямо пропорциональна количеству электричества, переданного на этот электрод. Под количеством электричества имеется в виду электрический заряд, измеряемый в кулонах. Второй закон электролиза Фарадея: для данного количества электричества (электрического заряда) масса химического элемента, осаждённого на электроде, прямо пропорциональна эквивалентной массе элемента. Эквивалентной массой вещества является его молярная масса, делённая на целое число, зависящее от химической реакции, в которой участвует вещество.

41. Химические источники тока. Химический источник тока — источник ЭДС, в котором энергия протекающих в нём химических реакций непосредственно превращается в электрическую энергию. Химические источники тока: 1) Обратимые (аккумуляторы); 2) необратимые (батарейки). Основу химических источников тока составляют два электрода (отрицательно заряженный анод, содержащий восстановитель, и положительно заряженный катод, содержащий окислитель), контактирующие с электролитом. Между электродами устанавливается разность потенциалов соответствующая свободной энергии окислительно-восстановительной реакции. на отрицательном аноде восстановитель окисляется, образующиеся свободные электроны переходят по внешней цепи к положительному катоду, создавая разрядный ток, где они участвуют в реакции восстановления окислителя. Таким образом, поток отрицательно заряженных электронов по внешней цепи идет от анода к катоду. Это соответствует протеканию электрического тока в направлении от положительного полюса к отрицательному.

42. Коррозия металлов. Классификация коррозийных процессов. Коррозия — это самопроизвольное разрушение металлов в результате химического или физико-химического взаимодействия с окружающей средой. Причиной коррозии служит термодинамическая неустойчивость конструкционных материалов к воздействию веществ, находящихся в контактирующей с ними среде. Классификация коррозийных процессов: 1) По механизму:

а) химическая коррозия (характерна для сред, не проводящих эллектрический ток);

б) электрохимическая (протекает в среде электролита);

в) биохимическая (вызвана жизнедеятельность микроорганизмов, использующих металл как пит-ю среду).

2) По условиям протекания:

а) газовая (при взаимодуйствии с агрессивными газами высоких температур в отсутствии конд-ии газа на металле);

б) жидкостная (в растворах электролитов и неэлектролитов в морской и речной воде);

в) почвенная (в почвах (особенно с повышенной кислотностью, электропроводимостью и воздухопроницаемостью));

г) атмосферная (в присутствии H2S, SO2, с пылью, копотью, с HCl);

3) По механизму разрушения металла:

а) сплошная (подвергается большая поверхность металла)

б) местная (часть поверхности):

1. Избирательная (коррозия, при которой один из элементов предпочтительно удаляется из сплава, оставляя остаток (часто пористый) элементов, которые являются более стойкими в конкретной окружающей среде).

2. Язвенная (язвенная коррозия отличается появлением на поверхности металла повреждений, глубина и поперечные размеры которых сопоставимы).

3. Точечная (формирование продуктов местной коррозии, рассеянных по поверхности в виде точечных оспин. Образование оспин часто связано с биологической коррозией).

4. Межкристаллитная (межкристаллитная коррозия, интеркристаллитная коррозия, вид коррозии металлов, поражающей лишь поверхностные слои зёрен (кристаллитов) и распространяющейся в глубь металлического тела по межкристаллитным границам (поверхностям)).

5. Ножевая (Межзеренная коррозия обычно устойчивой нержавеющей стали вдоль линии, смежной или контактирующей со сварным швом после нагрева в области чувствительных температур). Наиболее опасная - местная (так как идёт внутрь листа). Наиболее часто встречаемая – электрохимическая.

43. Факторы, влияющие на скорость коррозии. К внешним факторам электрохимической коррозии относят температуру, скорость движения агрессивной среды, давление, поляризацию внешним током и др. Температура существенно влияет на скорость электрохимической коррозии металлов. Как правило, с повышением температуры она растёт. Давление в значительной степени ускоряет электрохимическую коррозию металлов из-за повышения растворимости деполяризаторов коррозионного процесса и появления механических напряжений в металле. При анодной поляризации металла (подключение его к положительному полюсу внешнего источника тока) скорость коррозии увеличивается, при катодной поляризации в большинстве случаев наблюдается снижение скорости коррозии металла. Скорость и характер коррозии металлов в электролитах зависят от структуры, состояния исходной поверхности металла, различных видов воздействия механического фактора. На процесс коррозии металлов оказывают влияние кристаллическая структура металлов и наличие различных структурных дефектов. С ростом минерализации воды скорость коррозии металла закономерно растет, проходит через максимум и затем снижается. Скорость корозионных процессов: V(кор) = (дельта)m/((дельта)t*S).

Основные факторы, влияющие на скорость коррозии:1) pH среды. Скорость коррозии зависит от рН среды, возрастая по мере подкисления среды, если не происходит пассивирования металла.

2) Состав растворов, 3) Комплексообразование. 4) Перенаправление выделения водорода или поглощение кислорода. Чем ниже перенаправление, тем выше скорость коррозии.

44. Методы защиты металлов от коррозии. 1) Легирование - введение в состав металлов, вызывающих пассивацию (Cr, Ni, W, Ti, Zr, V). Создание жаростойких сплавов. 2) Покрытие металлов: а) металлические (анодные, катодные); б) неметаллические (лаки, краски, эмали, битум, каучук, резина); в) химические (на поверхности металлов создают фосфатные, сульфатные и оксидные плёнки). 3) Обработка коррозийной среды (деаиррирование (удаление O2 из реакционной среды; введение пассиваторов, ингибиторов, нейтрализация среды). 4) Электронная защита (протекторная, катодная и анодная защита).

45. Металлические покрытия. По механизму защиты различают анодные и катодные металлические покрытия. Металл анодных покрытий имеет электродный потенциал более отрицательный, чем потенциал защищаемого металла. В случае применения анодных покрытий не обязательно, чтобы оно было сплошным. При действии растворов электролитов в возникающим коррозионном элементе основной металл–покрытие основной металл является катодом и поэтому при достаточно большой площади покрытия не разрушается, а защищается электрохимически за счёт растворения металла покрытия. Примерами анодных покрытий являются покрытия железа цинком и кадмием. Анодные покрытия на железе, как правило, обладают сравнительно низкой стойкостью.

Катодные металлические покрытия, электродный потенциал которых более электроположителен, чем потенциал основного металла, могут служить надёжной защитой от коррозии только при условии отсутствия в них сквозных пор, трещин и других дефектов, так как они механически препятствуют проникновению агрессивной среды к основному металлу. Примерами катодных защитных покрытий являются покрытия железа медью, никелем, хромом.

46. Электрохимические методы защиты металлов от коррозии. 1) Протекторная (подсоединение к защищаемому изделию более активного металла) (Al, Zn, Mg)). 2) Катодная защита заключается в подсоединении защищаемого изделия к внешнему источнику тока (к-), а к + подсоединяется вспомогательный электрод, который подвергается разрушению. 3) Анодная защита - подсоединение защищаемого изделия на короткое время к + для создания на его поверхности оксидной или гидроксидной плёнки. Такой способ подходит для легкопассивных металлов.

1 5. Энергетические диаграммы химических реакций. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Правило Вант-Гоффа.