По заряду комплекса

1) Катионные комплексы образованы в результате координации вокруг положительного иона нейтральных молекул (H₂O, NH₃ и др.).

[(Zn(NH₃)₄)]Cl₂ — хлорид тетраамминцинка(II) [Co(NH₃)₆]Cl₂ — хлорид гексаамминкобальта(II)

2) Анионные комплексы: в роли комплексообразователя выступает атом с положительной степенью окисления, а лигандами являются простые или сложные анионы.

K₂[BeF₄] — тетрафторобериллат(II) калия Li[AlH₄] — тетрагидридоалюминат(III) лития K₃[Fe(CN)₆] — гексацианоферрат(III) калия

3) Нейтральные комплексы образуются при координации молекул вокруг нейтрального атома, а также при одновременной координации вокруг положительного иона — комплексообразователя отрицательных ионов и молекул.

[Ni(CO)₄] — тетракарбонилникель [Pt(NH₃)₂Cl₂] — дихлородиамминплатина(II)

1) В названии комплексного соединения первым указывают отрицательно заряженную часть — анион, затем положительную часть — катион.

2) Название комплексной части начинают с указания состава внутренней сферы. Во внутренней сфере прежде всего называют лиганды — анионы, прибавляя к их латинскому названию окончание «о». Например: Cl⁻ — хлоро, CN⁻ — циано, SCN⁻ — тиоцианато, NO₃⁻ — нитрато, SO₃²⁻ — сульфито, OH⁻ — гидроксо и т. д. При этом пользуются терминами: для координированного аммиака — аммин, для воды — аква, для оксида углерода(II) — карбонил.

3) Число монодентатных лигандов указывают греческими числительными: 1 — моно (часто не приводится), 2 — ди, 3 — три, 4 — тетра, 5 — пента, 6 — гекса. Дляполидентатных лигандов (например, этилендиамин, оксалат) используют бис-, трис-, тетракис- и т. д.

4) Затем называют комплексообразователь, используя корень его латинского названия и окончание -ат, после чего римскими цифрами указывают (в скобках) степень окисления комплексообразователя.

5) После обозначения состава внутренней сферы называют внешнюю сферу.

6) В названии нейтральных комплексных частиц комплексообразователь указывается в именительном падеже, а степень его не указывается, так как она однозначно определяется, исходя из электронейтральности комплекса.

Примеры:

K₃[Fe(CN)₆] — гексацианоферрат(III) калия

(NH₄)₂[PtCl₄(OH)₂] — дигидроксотетрахлороплатинат(IV) аммония

[Сr(H₂O)₃F₃] — трифторотриаквахром

[Сo(NH₃)₃Cl(NO₂)₂] — динитритохлоротриамминкобальт

[Pt(NH₃)₄Cl₂]Cl₂ — хлорид дихлоротетраамминплатины(IV)

[Li(H₂O)₄]NO₃ — нитрат тетрааквалития

30)

Согласно методу валентных связей (ВС) между комплексообразователем и лигандами возникает ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму.

Рассмотрим образование комплексного соединения из   и аммиака NH₃:

  

Электронная формула иона цинка

:  1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s⁰4p⁰

Ион цинка имеет свободные атомные орбитали 4s и 4p и является акцептором. Атомные орбитали неравноценны и подвергаются гибридизации, с образованием четырех равноценных гибридных орбиталей.

У атома азота в молекуле аммиака имеется неподеленная пара электронов, и он служит донором:

:N-H.

При их взаимодействии Zn²⁺ и 4NH₃ образуется комплексный ион [Zn(NH₃)₄]²⁺. Так как, атомные орбитали цинка подвергались sp³-гибридизации, то комплексный ион будет иметь тетраэдрическое строение.

При образовании донорно-акцепторной связи в комплексах могут использоваться: s-, p-, d- орбитали. Если гибридизации подвергаются s- и p- орбитали, то наблюдается sp-гибридизация, которая приводит к образованию линейной структуры комплекса с координационным числом комплексообразователя равным 2. - [Ag(NH₃)₂]⁺. Если у комплексообразователя участвуют в гибридизации s и 2р атомные орбитали (sp²-гибридизация), то образуется плоская треугольная структура комплекса. При sp²d – гибридизации структура образующегося комплекса – квадратная, координационное число равно 4. При sp³d² – гибридизации структура комплекса октаэдрическая, координационное число равно 6 и т.п.

Метод ВС позволяет предсказать состав, структуру комплекса, магнитные и оптические свойства.

Если в комплексе все электроны спарены, то свойства комплекса - диамагнитные (выталкивается из магнитного поля), если имеются неспаренные электроны, то свойства комплекса парамагнитные (втягивается в магнитное поле).

Окраска комплексных соединений зависит от типа лигандов и комплексообразователя. Из-за расщепления энергии d- орбиталей в октаэдрическом поле лигандов появляется возможность перехода электронов с низкоэнергетических d – подуровней на уровни с более высокой энергией. При этом комплексы поглощают кванты света определенных диапазонов длин волн и имеют соответствующую окраску.

Таким образом, метод ВС позволяет объяснить механизм образования химических связей и свойства комплексных соединений.

31) В растворах комплексные соединения могут подвергаться первичной и вторичной диссоциации.

            Первичная диссоциация комплексного соединения  - это его распад на комплексный ион, образованный внутренней сферой и ионы внешней сферы. В водных растворах первичная диссоциация комплексных соединений обусловлена разрывом ионной связи между внутренней и внешней сферами, она практически необратима:

            K3[Fe(CN)6]  ® 3K+ + [Fe(CN)6]3–

            Na[Al(OH)4] ® Na+ + [Al(OH)4]–

             [Cu(NH3)4]SO4  ® [Cu(NH3)4]2+ +  SO42–

            [Pt(NH3)4Cl2]Cl2 ® [Pt(NH3)4Cl2]2+ + 2Cl–

            Образующийся комплексный ион ведет себя как целая самостоятельная частица с характерными для нее свойствами. Поэтому в водных растворах комплексных соединений, как правило, нельзя обнаружить присутствие ионов или молекул, входящих в состав внутренней сферы. В растворе красной кровяной соли нельзя обнаружить присутствие ионов Fe3+ и CN–, а в 1М растворе хлорида дихлоротетраамминплатины(IV) [Pt(NH3)4Cl2]Cl2 обнаруживается только присутствие 2 моль хлорид-ионов, а не 4 моль.

            Но насколько устойчива внутренняя сфера комплекса? Может ли происходить отщепление лигандов от комплексообразователя? Действительно, это возможный процесс, он называется вторичной диссоциацией комплексного соединения.

            Вторичная диссоциация комплексного соединения – это распад внутренней сферы комплекса на составляющие ее компоненты.

            Так как при этом разрушаются не ионные, а ковалентные связи комплексообразователя с лигандами, этот процесс затруднен и обратим. Он происходит ступенчато:

            [Ag(NH3)2]+ ? [Ag(NH3)]+ + NH3                  1-ая ступень 

            [Ag(NH3)]+  ? Ag+ + NH3                              2-ая ступень

            Вторичная диссоциация характеризуется константой равновесия, причем для каждой из стадий можно вычислить свою константу. Для количественной оценки устойчивости внутренней сферы комплексного соединения используют константу равновесия, описывающую полную ее диссоциацию. Эту константу называют константой нестойкости комплекса Кнест. В соответствии с законом действующих масс для приведенного нами выше примера диссоциации иона диамминсеребра выражение для константы нестойкости принимает вид:

            Чем ниже Kнест, тем прочнее и стабильнее внутренняя сфера комплексного соединения, тем в меньшей мере происходит вторичная диссоциация комплексного соединения в растворе.

При растворении в воде комплексных соединений, обычно они распадаются на ионы внешней и внутренней сфер подобно cильным электролитам, так как эти ионы связаны ионогенно, в основном, электростатическими силами. Это оценивается как первичная диссоциация комплексных соединений.

K[Ag(CN) ₂] ® К ⁺ + [Ag(CN) ₂]^—

Вторичная диссоциация комплексного соединения – это распад внутренней сферы на составляющие ее компоненты. Этот процесс протекает по типу слабых электролитов, так как частицы внутренней сферы связаны неионогенно (ковалентной связью). Диссоциация носит ступенчатый характер:

[Ag(CN)2]—    [AgCN] + CN—	1 ступень
[AgCN]      Ag+  +  CN—	2 ступень

Диссоциация комплексных ионов имеет количественную характеристику – константу нестойкости (Кн):

Чем больше величина этой константы, тем сильнее комплекс диссоциирует, тем менее он устойчив. Эта константа называетсяконстантой нестойкости. Обратная величина константы нестойкости называется константой устойчивости :

32) Раство́р — гомогенная (однородная) смесь, состоящая из частиц растворённого вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия. "Гомогенный" - значит, каждый из компонентов распределён в массе другого в виде своих частиц, то есть атомов, молекул или ионов.^[1].

Раствор — однофазная система переменного, или гетерогенного, состава, состоящая из двух или более компонентов.

Растворитель — компонент, агрегатное состояние которого не изменяется при образовании раствора. В случае же растворов, образующихся при смешении газа с газом, жидкости с жидкостью, твёрдого вещества с твёрдым, растворителем считается компонент, количество которого в растворе преобладает

Обычно компонент, который в данных условиях находится в том же агрегатном состоянии, что и образующийся раствор, считают растворителем, остальные составляющие раствора – растворенными веществами. В случае одинакового агрегатного состояния компонентов растворителем считают тот компонент, который преобладает в растворе

Основные понятия: растворимость, растворитель, растворенное вещество.

Растворимость – способность вещества растворяться в том или ином растворителе.

Растворитель – компонент раствора, агрегатное состояние которого не изменяется при образовании раствора.

Растворенное вещество – компоненты раствора за исключением растворителя.

Классификация растворов (по содержанию растворенного вещества, по агрегатному состоянию).

Насыщенный раствор – термодинамически устойчивая равновесная система, в которой скорость растворения вещества равна скорости выделения его из раствора.

Ненасыщенный раствор – термодинамически устойчивая неравновесная система, в которой концентрация вещества меньше, чем в насыщенном растворе, и поэтому скорость растворения больше скорость выделения.

Пересыщенный раствор – термодинамически неустойчивая псевдоравновесная система, в которой концентрация вещества больше, чем в насыщенном растворе, и поэтому скорость выделения больше скорости растворения.

Концентрированный раствор – раствор с высоким содержанием растворенного вещества.

 Способы выражения состава растворов

Любой раствор состоит из растворителя и растворенного вещества. В случае растворов газов или твердых веществ в жидкостях растворителем обычно считается жидкость, а растворенным веществом – растворенный газ или твердое вещество, независимо от их относительного количественного содержания. Когда компоненты обладают ограниченной смешиваемостью, то растворителем является тот, прибавление которого к раствору возможно в неограниченном количестве без нарушения гомогенности. Если компоненты обладают неограниченной растворимостью, то можно выделить два случая. При значительном различии содержания компонентов растворителем считается вещество, присутствующее в относительно большем количестве. Понятия растворитель и растворенное вещество теряют смысл, когда речь идет о смесях с примерно равными или близкими концент­рациями компонентов. В этом случае состав раствора может выражаться различными способами – как с помощью безразмерных единиц – долей или процентов, так и через размерные величины – концентрации. На практике используют более десятка способов выражения концентрации. Вот некоторые из них:

1. Массовая доля растворенного вещества.

Отношение массы растворенного вещества B к массе растворителя.

или 

2. Мольная доля растворенного вещества.

Отношение количества растворенного вещества к суммарному количеству всех веществ, составляющих раствор, включая растворитель

или 

Мольная доля указывает на число молей данного вещества в одном моле раствора. Сумма мольных долей всех составных веществ равна единице:

3. Объемная доля растворенного вещества:

Отношение объема растворенного вещества к сумме объемов вещества и растворителя.

или 

4. Молярная концентрация (или молярность).

Определяется отношением числа молей растворенного вещества к объему раствора, выраженному в литрах. Физический смысл молярной концентрации заключается в том, что она указывает на число молей вещества содержащегося в 1 литре его раствора.

33)

Электролиты — вещества, проводящие в расплавах или водных растворах электрический ток.

Неэлектролиты — вещества, водные растворы и расплавы которых не проводят электрический ток, так как их молекулы не диссоциируют на ионы.

Растворы неэлектролитов – частицы, плохо растворимые в воде, так как нет носителя электрического заряда. Закон Рауля справедлив только для разбавленных растворов неэлектролитов.

относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно молярной доле растворенного вещества Δр/р₀ = n/(n + N),

где n – число молей растворенного вещества; N – число молей растворителя.

Из закона Рауля возникают два следствия.

Первое следствие из закона Рауля.

Повышение температуры кипения ΔТ_кип пропорционально моляльности раствора С_m.

ΔТ_кип. = К_эС_m,

где К_э – эбуллиоскопическая постоянная растворителя;

     С_m – моляльная  концентрация раствора;

     ΔТ_кип. = Т_{кип р-ра} – Т_кип._{р-рителя}.

Повышение температуры кипения обусловлено тем, что давление насыщенного пара растворителя над раствором становится равным атмосферному давлению (условие кипения жидкости) при более высокой температуре, чем в случае чистого растворителя.

Второе следствие из закона Рауля.

Температура замерзания (кристаллизации) раствора ниже температуры замерзания (кристаллизации) чистого растворителя.

Это обусловлено более низким давлением пара растворителя над раствором, чем над чистым растворителем. Понижение температуры  замерзания (кристаллизации) Т_зампропорционально моляльности раствора

ΔТ_зам = К_к С_m ,

где К_к – криоскопическая постоянная, зависящая от природы растворителя.

Используя эти уравнения можно определить молярную массу вещества по повышению температуры кипения раствора (метод эбуллиоскопии) или по понижению температуры замерзания раствора (метод криоскопии). Для этого экспериментально определяют повышение температуры кипения или замерзания раствора. Если известна масса растворенного вещества m_B и растворителя m_A, то молярную массу растворенного вещества М_В определяют по уравнению

М_в = 10³Кm_B/(m_AΔT).

смос. Закон Вант-Гоффа. Процесс самопроизвольного перехода растворителя

(диффузия) через полупроницаемую  мембрану, называемый  осмосом.

 

Давление,   которое   необходимо   приложить    к раствору, чтобы осмос прекратился, называется осмотическим давлением. Если давление, приложенное к более концентрированному раствору, больше осмотического, то растворитель будет переходить  из раствора в растворитель. Процесс носит название  обратный осмос и используется для очистки природных и  сточных вод, в частности, может  быть использован для водоподготовки в теплоэнергетике.

Зависимость осмотического давления от температуры и концентрации описывается уравнением:

                                             π = с(В)RT,                                              (7.11)                                      

где π – осмотическое давление; с(В) – молярная концентрация растворенного вещества, моль/л; R – универсальная газовая постоянная; T – температура, К.

                Закон Вант-Гоффа: осмотическое давление равно тому давлению,  которое оказывало бы растворенное вещество, если бы оно, находясь в газообразном состоянии при той же температуре, занимало тот же объем, который занимает раствор.

                Из закона Вант-Гоффа следует, что растворы различных неэлектролитов одинаковой концентрации, находящиеся при одинаковой температуре являются изотоническими, т.е. имеющими одинаковое осмотическое давление. 

 

Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора:

Здесь К — константа диссоциации электролита, с — концентрация, λ и λ_∞ — значения эквивалентной электропроводности соответственно при концентрации с и при бесконечном разбавлении. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства

где α — степень диссоциации.

37) Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н⁺ и ионов гидроксила OH⁻ в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.

Водоро́дный показа́тель, pH (произносится «пэ аш», английское произношение англ. pH — piː'eɪtʃ «Пи эйч») — мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентнаконцентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифмактивности водородных ионов, выраженной в молях на литр:

Для грубой оценки концентрации водородных ионов широко используются кислотно-основные индикаторы — органические вещества-красители, цвет которых зависит от pH среды. К наиболее известным индикаторам принадлежат лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый (метилоранж) и другие. Индикаторы способны существовать в двух по-разному окрашенных формах — либо в кислотной, либо в основной. Изменение цвета каждого индикатора происходит в своём интервале кислотности, обычно составляющем 1—2 единицы.

По аналогии с рН был введен и гидроксильный показатель рОН, определяемый через значение рН. например, если рН = 4, то рОН = 14 — 4= 10. Постоянство рН биологических жидкостей является необходимым условием нормального течения биохимических процессов в организме. Оно обеспечивается специальными гомеостатическими системами (см. Гомеостаз). Особое значение для жизнедеятельности организма имеет устойчивость активной реакции крови, поддерживаемая на уровне рН = 7,33—7,47 (см. Кислотно-щелочное равновесие). Небольшие изменения рН крови за пределами указанных границ (рН < 7,33 и > 7,44) свидетельствуют о серьезных нарушениях физиологических и физико-химических механизмов компенсации, ведущих к развитию Алкалоза или Ацидоза. Значения рН крови ниже 6,8 и выше 7,8 несовместимы с жизнью.

38) БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ – растворы, концентрация ионов водорода (рН) которых не изменяется от прибавления ограниченных количеств сильной кислоты или щелочи (см. водородный показатель). Б.р. состоят из смеси раствора слабой кислоты и ее соли сильного основания или, наоборот, — слабого основания и его соли сильной кислоты.

Буферные растворы имеют большое значение для протекания процессов в живых организмах. Например, в крови постоянство водородного показателя рН поддерживается буферными смесями, состоящими из карбонатов и фосфатов. Известно большое число буферных растворов (ацетатно-аммиачный буферный раствор, фосфатный буферный раствор, боратный буферный раствор, формиатный буферный раствор и др.).

Значение pH буферного раствора можно рассчитать по формуле:  , где   это отрицательный десятичный логарифм от константы диссоциации кислоты 

Произведение растворимости (ПР, K_sp) — произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная.

При постоянной температуре в насыщенных водных растворах малорастворимых электролитов устанавливается равновесие между твердым веществом и ионами, образующими это вещество.

39) Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц.

Гидролиз, дословно, - это разложение водой. Давая такое определение реакции гидролиза солей, мы подчеркиваем, что соли в растворе находятся в виде ионов, и что движущей силой реакции является образование малодиссоциирующих частиц (общее правило для многих реакций в растворах).

Поляризация ионов - Явление деформации ионной сферы под влиянием внешнего электрического поля (например, поля, создаваемого соседними ионами). 

Поскольку соль состоит из катиона и аниона, то возможно три типа гидролиза:

• гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион);

• гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион);

• совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион, и анион);

Гидролиз по катиону приводит к образованию гидроксокатионов и ионов водорода (среда раствора кислая).

Гидролиз по аниону приводит к образованию гидроанионов и гидроксид-ионов (среда раствора щелочная).

40)

Как катион может взаимодействовать с водой? Учитель сам должен решить, рассматривать ли ему этот вопрос в общем виде, или, в менее сильном классе, на конкретном примере. Отмечаем, что катион это положительная частица, а молекула воды полярна, условно можно представить ее состоящей из положительно поляризованного атома водорода и отрицательно поляризованной гидроксильной группы.  Какую же часть молекулы воды оторвет и присоединит к себе катион? Ученики с удовольствием отвечают: “гидроксильную группу!” Ответ подтверждаем записью уравнения, отмечая обратимость реакции:

Главная страница Статьи

Men+ + H-OH  MeOH(n-1)+ + H+ Написав формулу образовавшейся частицы, тут же обсуждаем, что это за частица, будет ли она иметь заряд и какой, приходим к выводу, что, как правило, это гидроксокатион. А что останется от молекулы воды? Какую реакцию водного раствора обуславливает избыток этих частиц? Какова будет реакция индикатора? А теперь проверим нашу гипотезу (следует демонстрация опыта). Теперь школьники могут самостоятельно сделать вывод: Гидролиз по катиону приводит к образованию гидроксокатионов и ионов водорода (среда раствора кислая). Отмечаем, что только иногда, при n=1, вместо гидроксокатионов получаем молекулы слабого основания.  А может ли гидроксокатион вступить в реакцию со следующей молекулой воды? Сообщаем, что это будет вторая ступень гидролиза, и что каждая следующая ступень протекает в тысячи раз слабее, чем предыдущая, что даже первая ступень протекает обычно на доли процента. Поэтому, как правило, рассматривается только первая ступень гидролиза. Гидролиз по аниону разбираем аналогично, записываем уравнение: Ann– + H-OH  HAn(n-1)– + OH– Подводим учеников к выводу: Гидролиз по аниону приводит к образованию гидроанионов и гидроксид-ионов (среда раствора щелочная). Совместный гидролиз. Из самого названия следует, что в этом случае в растворе протекают две выше рассмотренные реакции. Предлагаем школьникам проанализировать их и сделать вывод о реакции среды. Опровергаем (можно экспериментом) представление о том, что среда будет нейтральной. Одинаковое число ионов водорода и гидроксид-ионов только на бумаге. На самом деле здесь протекают две независимые обратимые реакции, и каких ионов в растворе окажется больше, зависит от степени протекания каждой реакции. А это, в свою очередь, зависит от того, что слабее, кислота или основание. Если слабее основание, то в большей степени будет протекать гидролиз по катиону и среда раствора будет кислой. Если слабее основание – наоборот. Как исключение, возможен случай, когда среда будет почти нейтральной, но это только исключение. Одновременно обращаем внимание учащихся на то, что связывание гидроксид-ионов и ионов водорода в воду приводит к уменьшению их концентрации в растворе. Предлагаем вспомнить принцип Ле Шателье и подумать, как это повлияет на равновесие. Подводим их к выводу, что при совместном гидролизе степень его протекания будет значительно выше, и, в отдельных случаях, это может привести к полному гидролизу. Полный гидролиз. Для полного протекания гидролиза нужно, чтобы соль была образована очень слабой кислотой и очень слабым основанием. Кроме того, желательно, чтобы один из продуктов гидролиза, уходил из сферы реакции в виде газа. (Малорастворимые вещества, остающиеся в контакте с раствором, вообще говоря, не уходят из сферы реакции, поскольку все равно, сколько то растворимы.) Поэтому полному гидролизу подвергаются обычно соли газообразных или неустойчивых кислот: сероводородной, угольной, отчасти сернистой. К ним примыкают вещества, которые в обычном понимании уже не являются солями: нитриды, фосфиды, карбиды, ацетилениды, бориды. Полностью гидролизуются также алкоголяты. Если вернуться к обычным солям, то полностью гидролизующиеся соли (карбонаты, сульфиды алюминия, хрома(III), железа(III)) нельзя получить реакциями обмена в водных растворах. Вместо ожидаемых продуктов в результате реакции мы получим продукты гидролиза. Гидролиз осложняет протекание многих других реакций обмена. Так, при взаимодействии карбоната натрия с сульфатом меди в осадок обычно выпадает основной карбонат меди (CuOH)2CO3. В таблице растворимости для полностью гидролизующихся солей стоит прочерк. Однако прочерк может стоять по другим причинам: вещество не изучено, разлагается в ходе окислительно-восстановительной реакции, и т.п. Некоторые прочерки в таблице растворимости вызывают удивление. Так. сульфид бария хорошо известен и растворим (как и сульфиды других щелочноземельных металлов). Гидролиз этих солей протекает только по аниону.

41) ЭЛЕКТРОХИМИЯ

раздел физической химии, изучающий химические процессы, которые сопровождаются появлением электрического тока или, наоборот, возникают под действием электрического тока

двойной электрический слой — тонкий поверхностный слой из пространственно разделенных электрических зарядов противоположного знака.

Механизм образования: При погружении металл в раствор его соли в зависимости от концентрации раствора одинаково вероятен как переход металла из кристаллической решетки металла в раствор, так и обратный процесс. И в том и другом случае происходит избыток на электроде, либо недостаток электронов. В связи с этим к электроду притягиваются те или иные ионы. Так на границе электрода с раствором образуются два слоя противоположных зарядов: один на самом электроде, другой в растворе , в непосредственной близости от электрода.

42. Электродный потенциал — разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом Стандартный водородный электрод — электрод, использующийся в качестве электрода сравнения при различных электрохимических измерениях и в гальванических элементах. 

43. РЯД НАПРЯЖЕНИЯ МЕТАЛЛОВ Основополагающим звеном для понимания электрохимических процессов является ряд напряжения металлов. Металлы можно расположить в ряд, который начинается с химически активных и заканчивается наименее активными благородными металлами:  Li, Rb, К, Ва, Sr, Са, Mg, Al, Be, Mn, Zn, Cr, Ga, Fe, Cd, Tl, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, As, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au. Так выглядит, по новейшим представлениям, ряд напряжений для важнейших металлов и водорода . Если из двух любых металлов ряда изготовить электроды гальванического элемента, то на предшествующем в ряду материале появится отрицательное напряжение. Величина напряжения (электрохимический потенциал) зависит от положения элемента в ряду напряжении и от свойств электролита. Металлы, их положение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева, строение атомов (на примере натрия, алюминия). Характерные физические и химические свойства металлов.  Металлы составляют большую часть химических элементов. Каждый период периодической системы (кроме 1-го) химических элементов начинается с металлов, причем с увеличением номера периода их становится все больше. Если во 2-м периоде металлов всего 2 (литий и бериллий), в 3-м — 3 (натрий, магний, алюминий), то уже в 4-м — 13, а в 7-м — 29. 

44. Электродные процессы – процессы, связанные с переносом зарядов через границу между электродом и раствором. Катодные процессы связаны с восстановлением молекул или ионов реагирующего вещества, анодные – с окислением реагирующего вещества и с растворением металла электрода. Термодинамика (греч. «тепло» «сила») — соотношения и превращения теплоты и других форм энергии. Уравнение Нернста — уравнение, связывающее окислительно-восстановительный потенциал системы с активностями веществ, входящих в электрохимическое уравнение и стандартными электродными потенциалами окислительно-восстановительных пар. Вывод уравнения Нернста 45. Гальванический элемент - химический источник электрического тока, основанный на взаимодействии двух металлов или их оксидов в электролите, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока Принцип действия 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 — электродвижущая сила, соответствующая свободной энергии окислительно-восстановительной реакции. Катодом называется элемент принимающий покрытие, а анодом называется элемент отдающий или способствующий передаче элементов покрытия.. 

46) Корро́зия — это самопроизвольное разрушение металлов в результате химического или физико-химического взаимодействия с окружающей средой.

Коррозия металлов-разрушение металлов под действием окр. Среды.

По механизму протекания коррозия может быть химическая и электрохимическая.

Химическая коррозия.-это разрушение металлов под действием сухих газов или жидкостей не проводящих электр. Ток (не электролитов)

Электрохимическая коррозия-это разруш. Металлов под действием влажного воздуха или в среде электролита, сопровождающаяся возникновением в сис-ме электр. Тока. 

Меры защиты:  1) Покрытие металла неметаллическим покрытием(краска)

2) Покрытие металла металлическим покрытием (оцинковка, лужение, хромирование)

Анодная защита-когда защищаемый металл покрыт более активным металлом,например оцинкованное железо. Катодная защита- это когда защищаемый металл покрывается менее активным металлом,например лужёное железо.

3)Протекторы

4)Изменение коррозионной среды

47) Электролиз – это окислительно-восстановительный процесс, протекающий в растворе или расплаве электролита, при пропускании через него электрического тока. Электролиз является одним из важнейших направлений в электрохимии.

.1 Закон Фарадея.

Масса вещества, выделившегося на электроде при прохождении по раствору электролита электрического тока, прямо пропорциональна количеству электричества.