☺1. Електролітична дисоціація. Механізм дисоціації. Наведіть приклади. Теорія дисоціації запропонована Ареніусом. Суть: 1.Електроліти при розчиненні у воді дисоціюють на позитивні і негативні іони.2. Під дією електричного струму позитивно заряджені іони рухаються до катода,негативно- до анода, тому перші називаються катіонами, другі- аніонами. 3.Дисоціація- процес зворотний, оскільки паралельно відбуваються 2 процеси- дисоціація молекул на іони і асоціація іонів у молекули. Тому рівняння електролітичної дисоціації: КА . Механізм електролітичної дисоціації: найлегше дисоціюють речовини з іонним зв’язком. При їх розчиненні диполі води орієнтуються навколо позитивного й негативного іонів. Між диполями води і іонами виникають сили взаємного притягання. В результаті цього зв’язок між іонами слабшає, відбувається дисоціація на іони. При цьому утворюється гідратоавані іони, тобто іони, хімічно зв’язані з молекулами води. Аналогічно дисоціюють електроліти, молекули яких утворені за типом ковалентного зв’язку. Приклади: Сa(OH)₂ Ca²⁺+2OH^-; Al₂(SO₄)₃ 2Al³⁺+ ; HNO₃ H⁺+ .

☺2. Дайте характеристику сильним та слабким електролітам. Що таке ступінь дисоціації? Сильні електроліти при розчиненні у воді практично повністю дисоціюють на іони. До них належать: майже всі розчинні солі, сильні кислоти (сірчана,соляна,хлорна), луги лужних і лужноземельних металів. Слабкі електроліти при розчиненні у воді дисоціюють на іони лише частково.До них належать: майже всі органічні кислоти,слабкі кислоти (вугільна,азотиста,сірководень), деякі солі- CdI₂, HgCl₂, Hg(CN)₂, багато лугів металів(NH₄OH), вода.

Ступінь дисоціації- це відношення кількості дисоційованих на іони молекул до загальної кількості розчинених молекул . Виражається у відсотках. Якщо дисоціації немає,то =0, якщо електроліт повністю дисоціює, то =1 або 100%. Більш загально характеристикою електролілу є константа дисоціації(К). Вона характеризує здатність електроліту дисоціювати на іони. Чим більша К, тим більше іонів у розчині. Згідно з законом діючих мас, CH₃COOH CH₃COO^- +H⁺,

K= .

☺3. Дайте поняття іонного добутку води. Що таке водневий показник?Оскільки добуток [H⁺][OH^-]- постійна величина, то у будь-якому водному розчині концентрація іонів водню й гідроксилу не можуть дорівнювати нулю.

Для чистої води концентрація іонів водню дорівнює концентрації іонів гідроксилу [H⁺]=[OH^-]=10^-7 тобто в 1л води при 22°С міститься 1*10^-7 г водневих іонів і 17*10^-7 г гідроксильних іонів. Якщо до чистої води додати кислоти, то [H⁺]>10^-7 ,а [OH^-]< 10^-7. І навпаки, якщо додати лугу, то[H⁺]< 10^-7,а [OH^-] >10^-7. Але,як би не змінювались [H⁺] і [OH^-], їх добуток завжди =10^-14 при 22°С. Звідси випливає, що ступінь кислотності і лужності розчину можна виразити за допомогою концентрації іонів H⁺або OH^-. Концентрацію водневих іонів прийнято виражати через водневий показник і позначати pH. Водневим показником pH називається десятковий логарифм концентрації водневих іонів,взятих із протилежним знаком pH= -lg[H⁺]. За допомогою pH реакція розчинів характеризується так: нейтральна pH>7, кисла pH<7, лужна pH>7.

☺4. Охарактеризуйте хімічні елементи за їх розміщенням у періодичній системі. У періодах Періодичної системи Д.І. Менделєєва з підвищенням порядкового номера елемента відповідні властивості простих речовин знижуються, а окиснювальні зростають. Наприклад, Na- найактивніший відновник, а Cl- найактивніший окисник(у межах одного періоду).У групах Періодичної таблиці з підвищенням порядкового номера елемента (зверху вниз) зростають відновні властивості простих речови,а окиснювальні зменшуються. Наприклад, кисень-окисник, сірка-слабкий окисник,а телур у деяких реакціях вже відновник.

☺5. Поясніть зміну фізичних і хімічних властивостей елементів у групах і періодах періодичної системи. Періодична таблиця побудована за зростанням порядкових номерів елементів і поділяється на горизонтальні періоди і вертикальні групи відповідно з тим, що елементи періодично утворюють однотипні форми сполук, мають одакову валентність. Всього відомо 7 періодів і 8 груп елементів. Період – це сукупність (ряд) хімічних елементів, побудований в порядку зростання заряду ядер атомів.У періоді зліва направо спостерігається зменшення металічних властивостей елементів і зростання неметалічних. Останні члени ряду – благородні гази, хімічно мало активні.За подібністю хімічних властивостей елементи в таблиці поділяються на 8 груп, які складаються з двох підгруп: головної і побічної. Головні підгрупи містять елементи малих і великих періодів.До побічних підгруп входять елементи тільки великих періодів: 4, 5, 6, 7, - які мають металічні властивості.

☺6. Назвіть хімічно стійкі метали. Охарактеризуйте їх властивості.

Для всіх металів (крім ртуті) характерний твердий агрегатний стан. Твердість і тугоплавкість їх різна і зумовлена міцністю просторової кристалічної решітки. Хімічні властивості металів зумовлені особливостями будови їх атомів: порівняно великими розмірами ядра і слабким зв’язком електронів з ним. Розрізняють три основних типи кристалічних решіток металів: об’ємноцентрована (характерна для натрію,калію,заліза,хрому), гранецентрована (характерна для кристалів кальцію, алюмінію, міді, нікелю, срібла, золота), гексогональна (берилій, магній, кадмій, цинк). Метали, які характеризуються високою хімічною стійкістю, тугоплавкістю, ковкістю називаються благородними. До них належать: золото, срібло, платина та метали платинової групи (осмій, іридій, палладій, рутеній і родій). Платина і метали її групи можуть утворювати цінні сплави, які широко використовуються в техніці.

☺7. Які види корозії ви знаєте?

Корозія- це процес руйнування металу в результаті дії навколишнього середовища. Вона являє собою окисно-відновний процес, що протікає на межі поділу фаз. Основні види корозії металів визначаються характером руйнування:1.Загальна корозія руйнує всю поверхню металу. 2.Місцева -захоплює локальну ділянку,а більша частина поверхні не піддається корозії. 3.Міжкристалічна -проникає у глибину по межі зерен металу. 4.Вибіркова-у сплаві руйнується один компонент. 5.Підповерхнева -починається з поверхні і потім руйнує підповерхневі шари металу. За механізмом протікання розрізняють два типи корозії- хімічну й електрохімічну.Хімічною- називають руйнування металу шляхом окиснення його у середовищі без виникнення електричного струму в системі. Електрохімічна корозія- це руйнування металу в середовищі електроліту з виникненням всередині системи електричного струму.

@8. Поясніть причини винекнення електрохімічної корозії. Електрохімічна корозія виникає при контакті двох металів у середовищі водних розчинів електролітів. На відміну від хімічної електрохімічна корозія супроводжується переміщенням валентних електронів з одної ділянки металу на іншу, тобто виникненням місцевих електричних струмів внаслідок утворення на кородуючій поверхні так званих гальванічних пар. Приклад: Залізо в контакті з міддю в розчині електроліту утворюють гальванічний елемент (-) Fе |НСl| Сu (+). Залізо посилає електрони атомам міді й переходить у розчин у вигляді іонів Fе²⁺, утворюючи з хлорид-іонами хлорид заліза (II).

Гідроксид заліза (II) в присутності води й кисню переходить у Fе(ОН) ₃

4Fе(ОН)₂ + Н₂0 + 0₂ = 4Fе(ОН)₃

Fе(OH) ₃ > FеООН + Н₂0

До важливих випадків електрохімічної корозії належать: атмосферна корозія, ґрунтова корозія та корозія під дією електричного струму.

@9. Назвіть методи захисту металів та сплавів від корозії.

1. Легування- до складу металу вводять компоненти, що викликають пасивацію металу (Сг, Ni, W). Деякі компоненти підвищують жароміцність металу: Аl, Sі, Сr, тобто ці домішки при високих температурах (1>1300°) створюють захисні шари.

2. Металеві покриття. Це Zn, Cd, Аl, Ni, Сu, Сr і ін. Катодні покриття мають вищі зна­чення потенціалу, ніж потенціал основного металу (для сталі - це Nі, Сu, Аg). Анодні покриття мають біль­ший електронегативний потенціал, ніж основний метал (протекторний захист)

3. Лакофарбові ізолювальні покриття (емалі, лаки, фарби, пластики тощо).

4. Обробка корозійного середовища - видалення із середовища розчиненого кисню чи додання до цього розчину інгібіторів (хром і дихромат калію, фосфат натрію). Молекули їх переводять його в пасивний стан.

5. Хімічна обробка металу - утворення на ньому оксидних плівок. Це роблять, занурюючи виріб у ванни з концентрованим розчином лугу, у яку додані окиснювачі,

NaNO₂ та ін.

6. Електрохімічний захист поділяється на: Катодний захист - коли виріб під'єднується до негативного полюса зовнішнього джерела струму - до катода, а сталевий брухт - до анода(при цьому допоміжний електрод розчиняється). Протекторний- якщо допоміжний електрод має більший негативний потенціал, ніж основний. Застосовується в підводних човнах, водних резервуарах тощо.

7. Раціональне конструювання виробу (виключення швів, компонентів різних металів, щілин і т.под.).

@10. Що таке електрорушійна сила гальванічного елемента. Які фактори на неї впливають. ЕРС гальванічного елемента визначається електродним потенціалом — різницею електричних потенціалів між електродом та електролітом, в контакті з яким він знаходиться (найчастіше всього між металом і розчином електроліту). Величину електродного потенціалу можна розрахувати за рівнянням Нернста: F-число Фарадея, R-універс. газова стала, Е0-стандартний електродний потенціал, lg a(x)-концентрація іонів металу. Звідки бачимо залежність ЕРС від температури –Т, кількості електронів у процесі-п-це фактори.

@11. Процеси електролізу. Катодний та анодний процеси.

Електролізом називається сукупність процесів, що відбуваються при проходженні електричного струму через електрохімічну систему, яка складається з двох електродів, занурених в розплав або розчин елек­тролітів.

У розчинах і розплавах електролітів є різнойменні по знаку іони (катіони і аніони), які знаходяться в хаотичному русі. Якщо в такий розчин або розплав, наприклад NaС1, занурити електроди й пропустити електричний струм, то катіони Nа⁺ будуть рухатись до катода, а аніони Сl до анода. Досягнувши катода, іони натрію приймають від нього електрони і відновлюються (катодний процес). Nа⁺ + е^- = Nа , а хлорид-іони Сl, віддавши електрони аноду, окиснюються (анодний процес) 2Сl-2е^- = СІ У результаті на катоді буде виділятись металічний натрій, а на аноді - хлор.Загальне рівняння електролізу хлористого натрію, 2NаС1 2Na + С1₂.

@12. Електроліз розчинів та розплавів. Особливості цих двох процесів.

Електролізом називається сукупність процесів, що відбуваються при проходженні електричного струму через електрохімічну систему, яка складається з двох електродів, занурених в розплав або розчин елек­тролітів. ЕЛЕКТРОЛІЗ РОЗПЛАВІВ проводять при високих температурах, які отримують за рахунок виділення тепла при проходженні постійного струму через електроліт, а в такому випадку енергія електричного струму використовується для розкладу речовини, розплавлення електроліту та компенсації теплових втрат. Електроліз розплаву NaCl: NaCl Na⁺+Сl^-. -Катод: Na⁺ + Na. + Анод: Сl^- - -1/2 Cl

Електроліз водних розчинів. Катодний процес. Тут можливі три випадки:

1. Катіони металів, в яких стандартний електродний потенціал більший, ніж у водню, при електролізі практично повністю відновлюються на катоді (Сu, Аg, Аu)

2. Катіони металів із малою величною стандартного електродного потенціалу (від Li⁺ до Аl⁺) не відновлюються на катоді, а замість них відновлюються молекули води.

3. Катіони металів, які мають стандартний електродний потенціал менший, ніж у водню, але більший, ніж в алюмінію (від Мn²⁺ до Н), при електролізі на катоді відновлюються одночасно з молекулами води

Анодний процес.

Тому на катоді будуть відновлюватись молекули води, а не іони натрію

2Н₂0 + 2е^- =Н₂ + 20Н^-, а на аноді буде окиснюватись іон Сl^- Cl - 2е^- = С1₂. 1они OH^- будуть накопичуватись біля катода i разом з іонами Na⁺ утворюють NaOH. Сумарне рівняння

2Н₂0 + 2NaCl Н₂ + С1₂ + 2NaOH.

@13. Приведіть закони Фарадея. Практичне використання електролізу.

І Закон Фарадея –кількість речовини, що виділяється на електродах прямопропорційна

кількості електричного струму, який пройшов через електроліт т=АQ, де m - маса речовини; А - коефіцієнт пропорційності; Q -кількість електрики.

IІ Закон Фарадея, при проходженні однієї й тієї самої кількості електричного струму через різні електроліти, кількість речовин, що виділяються на електродах, пропорційна хімічним еквівалентам цих речовин. . Обидва закони можна виразити формулою ;Е — хімічний еквівалент речовини;F - число Фарадея.

Кількість речовини, що виділяється на електродах при проходженні через електроліт 1 А*год електричного струму, називають електрохімічним еквівалентом речовини.

Практичне використання електролізу:

1. Захист металічних виробів від корозії шляхом нанесення хрому, нікелю, міді, золота, срібла.

2. Гальванопластика - це одержання точних металічних копій із різних предметів.

3. Для очищення металів від домішок.

4. Електролізом розплавів відповідних солей або гідроксидів одержують цілий ряд активних металів - літій, натрій, кальцій, магній. Тим же методом одержують рідкоземельні метали (лантаноїди).

@14. Електродні потенціали. Рівняння Нернста. Ряд напруг.

Електродний потенціал — різниця електричних потенціалів між електродом та електролітом, в контакті з яким він знаходиться (найчастіше всього між металом і розчином електроліту). Величину електродного потенціалу можна розрахувати за рівнянням Нернста: F-число Фарадея, R-універс. газова стала, Е0-стандартний електродний потенціал, lg a(x)-концентрація іонів металу. Звідки бачимо залежність ЕРС від температури –Т, кількості електронів у процесі-п-це фактори.

Розміщуючи метали в порядку зростання алгебраїчної величини їх стандартних електродних потенціалів (Ео), одержують електрохімічний ряд. Наприклад:

Такий ряд характеризує хімічні властивості металів. Величини стандартних електродних потенціалів кількісно характеризують відновлювальну здатність металів і окиснювальну здатність їх іонів. Наприклад: вліво від Al- відновні, вправо від Co-окисні

Li+ K+ Na+ Al3+ Co2+ H+ Cu2+ Au+ En-3,045 -2,92 -2,71 -1,66 -0,277 0.000 +0,337 +1,498

Такий ряд застосовують тільки до водних розчинів і він характеризує хімічну активність металів лише в окисно-відновних процесах, які протікають у водному середовищі.Особливість: чим більша різниця стандартних електродних потенціалів у двох металів, тим більша ЕРС буде у гальванічного елемента, побудованого з них.

€15. Принцип роботи акумулятора. Проілюструйте на прикладах.

Акумулятор – вторинне, хімічне джерело електричного струму. Робота базується на поляризації електродів (електроди занурюються в розчин електроліту) які мають різний потенціал який отримується ними підведенням до них електричної енергії (процес зарядки акумулятора) яка трансформується в хімічну.

Якщо до акумулятора підключити навантаження то він розряджається (зменшення рівня поляризації електродів) тобто хімічна енергія трансформується в електричну.

Наприклад: свинцевий акумулятор складається з свинцевого електрода вкритим оксидом свинцю (анод (-) PbO2) і електрода із свинцю (катод (+) Pb). Обидва електроди занурені в сірчану кислоту (H2SO4), при цьому відбувається хімічна реакція: Pb0 +PbO2+4H++SO42-=>PbSO4+2H2O.

€16. Класифікація та типи акумуляторів.

По можливості або не можливості повторного використання хімічного джерела струму, їх поділяють на такі:

1) гальванічні елементи (їх неможливо повторно перезарядити так як при їх роботі в них протікають незворотні реакції).

2) електричні акумулятори (їх можна багаторазово розряджати/заряджати так як в них протікають зворотні хімічні реакції – окисно-відновні реакції)

3) паливні елементи (подібно до гальванічного елемента, але продукти електрохімічної реакції видаляються із елемента і вводяться нові порції речовини, таким чином паливні елементи функціонують неперервно)

По типу використовуваного електроліту акумулятори поділяються на кислотні, лужні та солеві.

Кислотні акумулятори мають високу номінальну напругу (2 в), малий внутрішній опір та відносно високий ККД (до 0.85). Проте невеликий термін служби, недостатня міцність та незадовільна робота при низьких і високих температурах обмежують їх застосування.

Лужні акумулятори мають ряд переваг перед кислотними: вони міцніші, не бояться перевантажень, добре працюють в широкому інтервалі температур, невимогливі до виробничих умов. Лужні акумулятори виробляють сухими. Основні їх недоліки: низькі ккд (до 60 %) і напруга (1,2; 1,25; 1,33 в).

€17. Зарядка акумуляторів. Які процеси при цьому протікають.

Це питання розглянемо на прикладі свинцево-кислотного акумулятора. Для заряджання акумулятора через нього пропускають електричний струм. Іони водню під дією електричного поля рухаються до катода, відбувається реакція PbSO₄ + 2Н⁺ → Pb²⁺ + H₂SO₄; Pb²⁺ + 2e^- → Pb.

В результаті сульфат свинцю на катоді перетворюється на свинець. Одночасно іони рухаються до анода, втрачають заряд i вступають у реакцію PbSO₄ + SO₄^2- - 2е^-→Pb(SO₄)₂

Далі відбувається оборотна реакція Pb(SO₄)₂ + 2H₂O <-> 2PbO₂ + 2H₂SO₄. При цьому на аноді утворюється оксид свинцю (IV), в електроліт виділяється сірчана кислота, а кількість води в ньому зменшується.

€18. Назвіть хімічні та фізичні процеси, що протікають при роботі паливного елемента.

Паливний елемент складається з двох електродів розділених електролітом та систем підводу палива на один електрод і окислювача на інший електрод. Також в паливному елементі присутній відвід відпрацьованих речовин. Таким чином паливний елемент характеризується неперервною дією так як постійно протікає хімічна реакція окиснення. Часто для прискорення реакції використовують каталізатори (покриття електроду шаром платини). Наприклад у водневому паливному елементі проходить розклад молекул водню на атоми водню з подальшою їх іонізацією – відокремленням електронів від атомів водню:

H²<=>2H

2H<=>2H⁺+2e^-

Кисень поступаючи на інший електрод також реагує на його поверхні і з’єднуючись з іонами водню утворює воду 1/2O₂+2H⁺+2e^-=>H₂O. При цьому потік заряджених частинок (іонів та електронів) підтримує різницю потенціалів між електродами. Паливо окисляється на аноді а кисень відновлюється на катоді. Робота паливного елемента це зворотній процес електролізу в якому відбувається дисоціація молекул води при проходженні через неї електричного струму.

€19. Які види паливних елементів ви знаєте. Які електроди використовуються в паливних елементах.

1. Водневі ПЕ - кисень та водень переходять в електроліт через пористі вуглецеві або металеві електроди.

2. ПЕ з іоннообмінною мембраною яка встановлюється замість рідкого електроліту між електродами, в таких ПЕ замість кисню може використовуватися повітря а утворювана вода не розчиняє твердий електроліт і може легко видалятися із робочого об’єму установки.

3. ПЕ на вуглеводневому паливі. Такі ПЕ перетворюють в електричну енергію хімічну енергію поширених і дешевших ніж водень палив як пропан, природний газ, метиловий спирт, керосин.

Електроди що використовуються в паливних елементах часто виготовляють у вигляді графітової пластини (матриці) покритої шаром каталізатора (платина).

€20. Каталітичне спалювання палив. Каталізатори.

Каталітичне спалювання принципово відрізняється від горіння в традиційному розумінні, так як паливо окислюється на поверхні твердих каталізаторів без утворення полум’я. При цьому значно підвищується ефективність передачі тепла від спаленого в такий спосіб палива теплопоглинаючими поверхням що дозволяє ефективніше використовувати тепло згоряння палива в термоелектричних генераторах.

У випадку гетерогенного каталізу, каталізатори в твердій фазі, а паливо газоподібне або рідше – в рідкій фазі.

В якості каталізатора часто використовують суміш оксидів металів Co, Cr i Fe, нанесених на пористий SiO₂ методом просочування. В якості промотора - платину або паладій. Найбільш активними є багатокомпонентні каталізатори, що містять оксиди кобальту, хрому, заліза: CoCr₂О₄, CoCо₂О₄. Каталізатори, які містять добавки заліза, мають більшу термічну стійкість.

@21. Які ви знаєте хімічні методи очистки поверхонь від оксидів. Обробка корозійного середовища - видалення із середовища розчиненого кисню чи додання до цього розчину інгібіторів (хром і дихромат калію, фосфат натрію). Молекули їх переводять його в пасивний стан.

Травлення кислотами, Промивання в метанолі

@22. Охарактеризуйте хімічні захисні покриття. Назвіть методи іх нанесення. Які процеси при цьому протікають. Захисні поверхневі покриття металів бувають металічними (покриття цинком, оловом, свинцем, нікелем, хромом та іншими металами) і неметалічними (покриття лаком, фарбою, емаллю та іншими речовинами). Ці покриття ізолюють метал від зовнішнього середовища.Наприклад шар цинку запобігає корозії заліза, бо цинк, хоча й більш активний метал, ніж залізо, вкритий оксидною плівкою. В разі пошкодження захисного шару (подряпини, пробої дахів тощо) за наявності вологи виникає гальванічна пара Zn | Ре. Метод нанесення: катодом є залізо, анодом - цинк. Електрони переходять від цинку до заліза, де зв'язуються молекулами кисню (киснева деполяризація), цинк розчиняється, а залізо залишається захищеним доти, доки не зруйнується весь шар цинку, що потребує досить багато часу.

Покриття залізних виробів нікелем, хромом дозволяє створити сплав з антикорозійними властивостями. Введенням до складу сталі хрому, нікелю, кобальту і міді посилюють антикорозійні властивості сталі,

@23. Назвіть методи нанесення органічних захисних покриттів. - Зміна складу середовища. Для уповільнення корозії металевих виробів до електроліту вводять речовини які називають уповільнювачами корозії, або інгібіторами, їх застосовують у тих випадках, коли метал необхідно захищати від роз'їдання кислотами.

Останнім часом розроблено леткі (або атмосферні) інгібітори. Ними просочують папір, яким обгортають металеві вироби. Пара інгібіторів адсорбується на поверхні металу і утворює на ній захисну плівку.

- Лакофарбові ізолювальні покриття (емалі, лаки, фарби, пластики тощо)- нанесення на поверхню, яку необхідно захистити.

@24. Які ви знаєте неорганічні захисні покриття.

Неорганічні захисні покриття:

1) Оксидування металів – створення на поверхні металу щільного і міцного шару оксиду хімічним або електрохімічним способами.

2) Фосфатування металевої поверхні – процес осадження нерозчинних фосфатів цього металу на його поверхню.

3) Введення інгібіторів- речовини, які значно уповільнюють корозію. На поверхні металу вони утворюють захисну плівку, яка ізолює метал від середовища або так змінює електродний потенціал металу, що активність його зменшується. До неорганічних інгібіторів належать хромати, нітрати, фосфати та ін.

4) Електрохімічні методи захисту- що металеву конструкцію, яку захищають від корозії, використовують, як катод. Катодний захист полягає в приєднанні об’єкта, який захищають (катода), до джерела постійного струму. Протекторний захист: метал, що захищають, приводять у контакт з іншим металом, який має більш електронегативне значення електродного потенціалу.