
- •Министерство образования и науки Российской Федерации
- •Программа дисциплины
- •3. Растворы. Электрохимические процессы.
- •3.1. Растворы.
- •3.2. Окислительно-восстановительные процессы. Электрохимия.
- •3.3. Коррозия и защита металлов и сплавов от коррозии.
- •5. Химия и охрана окружающей среды.
- •I. Контрольные задания
- •1.1. Основные понятия химии и единицы их измерения
- •1.2. Строение атома. Периодическая система химических элементов д.И. Менделеева. Периодичность свойств элементов и их соединений.
- •Примеры решения типовых задач.
- •1.3. Химическая связь и строение молекул.
- •Энергия химической связи (d) – количество энергии, которое выделяется при образовании данной химической связи из атомов.
- •Метод валентных связей
- •При наложении двух π-связей на одну σ-связь возникает тройная связь, например, в молекулах азота, ацетилена, синильной кислоты:
- •Метод молекулярных орбиталей
- •Примеры решения типовых задач.
- •1.4. Энергетика химических реакций.
- •Примеры решения типовых задач
- •1.5. Химическая кинетика и равновесие
- •Примеры решения типовых задач.
- •Растворы
- •Способы выражения концентрации растворов
- •1.6.1. Ионно-молекулярные (ионные) реакции обмена
- •В кислой среде и.
- •Гидролиз соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием.
- •Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием.
- •1.6.2. Жесткость природных вод и ее устранение
- •Примеры решения типовых задач.
- •Задача 1. Сколько граммов содержится в воды, если жесткость, обусловленная присутствием этой соли, равна ?
- •1.7. Окислительно-восстановительные реакции
- •Примеры решения типовых задач.
- •Задача 1. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции между перманганатом калия и сульфитом натрия в среде серной кислоты.
- •Переходим к молекулярной форме уравнения:
- •1.8. Электрохимические процессы
- •Определить абсолютные значения электродных потенциалов невозможно. Их можно только сравнивать.
- •1.8.2. Электролиз
- •Примеры электролиза растворов электролитов с нерастворимыми анодами.
- •Примеры электролиза растворов электролитов с растворимыми анодами.
- •Законы Фарадея. Выход продукта по току
- •Для расчетов используют математическое выражение обобщенного закона Фарадея:
- •Примеры решения типовых задач.
- •1.9. Коррозия и защита металлов и сплавов от коррозии
- •Кинетика коррозионного процесса
- •Методы защиты металлов от коррозии
- •Примеры решения типовых задач
- •1.10. Комплексные соединения
- •Методы получения комплексных соединений.
- •Примеры решения типовых задач.
- •1.11. Задачи к контрольной работе №1
- •1.12. Задачи к контрольной работе №2
- •Определите рН 0,001 м раствора кон, считая диссоциацию полной.
- •Подберите по два уравнения в молекулярном виде к каждому из кратких ионных уравнений:
- •При сливании растворов иобразуется осадок гидроксида хрома (III). Объясните причину этого явления и напишите соответствующие уравнения в молекулярном и ионном виде.
- •Водородный показатель (рН) 0,003н раствора гипохлорита калия равен 9,5. Вычислите степень гидролиза этой соли и напишите уравнения реакций гидролиза в молекулярном и ионном виде.
- •Определите степень гидролиза (для первой ступени) и рН в 0,001м растворе и. Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.
- •II. Варианты контрольной работы № 1
- •Варианты контрольной работы № 2
- •III. Приложение
- •IV. Содержание
- •Основные понятия химии и единицы их измерения………..………..6
Определить абсолютные значения электродных потенциалов невозможно. Их можно только сравнивать.
В качестве электрода сравнения используется так называемый водородный электрод (рис.2), потенциал которого при стандартных условиях
|
Рис.2 Схема водородного электрода |
.
При измерении электродных потенциалов металлов составляют гальванический элемент из водородного электрода сравнения (анод) и исследуемого металлического электрода (катод) при стандартных условиях.Измеряемая в этом случае ЭДС гальванического элемента
(
)
при
отвечаетстандартному электродному
потенциалу металла
.
Стандартные электродные потенциалы металлов сведены в таблицу (ряд напряжений) (см. табл. 5). При значениях активностей, отличных от 1 моль/л, равновесные электродные потенциалы рассчитываются по уравнению Нернста:
,
где: аМеп+– активность ионов металла в растворе;
R – универсальная газовая постоянная.
При небольших концентрациях растворов, применяемых в лабораториях, активность можно заменить концентрацией и после подстановки значений констант и параметров получить расчетное уравнение в виде
.
Зависимость электродных потенциалов от концентрации широко используют для определения многих важнейших констант: произведения растворимости, константы нестойкости, ионного произведения воды, рН водных растворов. Для этих целей используют концентрационные цепи, в которых материал электродов одинаков, а отличны лишь концентрации растворов электролитов, содержащих соответствующие катионы. Например:
;
с1 <
с2 ;.
Можно построить совершенно аналогичную окислительно-восстановительную цепь с участием только ионов в каждом из процессов окисления и восстановления, при этом электроды инертные, а продукты реакции остаются в растворе и не выделяются на электродах. Например, в гальваническом элементе типа
переход электронов осуществляется от электрода с KNO2к электроду сKMnO4,о чем свидетельствует измеритель напряжения. Для того чтобы составить уравнение электродной реакции, можно воспользоваться электронно-ионным способом, включая в уравнение только участвующие в реакции ионы, которые образуются при диссоциации сильного электролита, и молекулы слабых электролитов, в том числе воды. Уравнивание следует производить путем прибавления или отнятия молекул воды (ионовОН– илиН+для щелочной или кислой среды соответственно).
В приведенном примере анодом будет электрод с NO2–,а катодом – электрод сMnO4– в водном растворе. Поэтому реакция окисления на аноде записывается в виде
NО2–
+ Н2О – 2е
NО3–
+ 2Н+,
реакция восстановления на катоде принимает вид
MnO4
– + 8Н+
+ 5е
Mn2+ + 4
Н2О.
Суммирование обеих полуреакций с учетом баланса электронов дает уравнение реакции в ионном виде:
-
2
MnO4 – + 8Н+ + 5е
Mn2+ + 4 Н2О
5
NО2– + Н2О – 2е
NО3– + 2Н+
2MnO4
– + 6Н+
+
5NО2–
2Mn2+
+ 3 Н2О
+ 5NО3–
или в молекулярном виде:
5KNО2
+ 2KMnO4
+ 3Н2 SO4
5KNО3
+ 2MnSO4
+ K2SO4
+ 3 Н2О
Величина потенциала каждого электрода может быть определена его сравнением с водородным электродом. Так как окислительно-восстановительные потенциалы зависят от концентраций, то такое сравнение принято проводить при концентрациях окисленной и восстановленной форм, равных 1 моль/л.В таблице стандартных окислительно-восстановительных потенциалов приводятся только потенциалы восстановления (для окислителя):
-
MnO4 – + 8Н+ + 5е Mn2+ + 4Н2О;
NО2– + Н2О – 2е NО3– + 2Н+;
Электродная
реакция, характеризующаяся меньшей
величиной потенциала, определяет
восстановитель и переписывается в
обратном направлении; при этом знак
потенциала меняется на обратный. Суммируя
электродные потенциалы, можно определить
величину ЭДС элемента, положительное
значение которой подтверждает возможность
самопроизвольного протекания реакции.
По найденной величине
можно
рассчитать
и
по уравнению изотермы Вант-Гоффа
определить константу равновесия К,
величина которой однозначно характеризует
глубину протекания процесса.
Зависимость восстановительного потенциала от концентрации ионов определяемая уравнением Нернста, а именно:
включает концентрацию тех ионов, которые написаны в уравнении электродной реакции, характеризуемой восстановительным потенциалом, после знака равенства (свосст)или перед знаком равенства (сокисл). Концентрации окисленных и восстановленных форм ставятся в степенях их стехиометрических коэффициентов. Так, для потенциала электродов в приведенном выше случае следует записать
;
.
Окислительные свойства молекул или ионов тем сильнее, чем больше их потенциалы по алгебраической величине. Соотношения:
-nF
=
Go
= – RT lnK
=
Ho
– T
So
позволяют вычислить изменения
свободной энергии
Go,
энтальпии
Ho,
энтропии
Soи константу равновесия электрохимического
процессаК по известным значениямEo
и T. Для
этого достаточно знать равновесныеЭДСэлементов хотя бы при двух температурах
и решить систему из двух уравнений с
двумя неизвестными.