- •И. В. Крепышева химия
- •Химия. Ученое пособие для студентов, обучающимся по техническим направлениям и специальностям. И.В. Крепышева. – Березники: Перм. Гос. Техн. Ун-т., 2010. – 183 с.
- •Содержание
- •Тема 7. Химия металлов 125
- •1.2. Внутренняя энергия
- •1.3. Энтальпия
- •1.4. Термохимия. Закон Гесса
- •1.5. Энтропия
- •1.6. Самопроизвольные процессы. Энергия Гиббса
- •1.7. Решение типовых задач
- •1.8. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 2. Химическая кинетика и химическое равновесие
- •2.1. Скорость химической реакции
- •2.2. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ
- •2.3. Зависимость скорости реакции от температуры
- •2.4. Катализ
- •2.5. Химическое равновесие
- •2.6. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье
- •2.7. Решение типовых задач
- •2.8. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 3. Строение атома и периодическая система элементов д.И. Менделеева
- •3.1. Первые модели строения атома
- •3.2. Квантово-механическая модель атома водорода
- •3.3. Строение многоэлектронных атомов
- •3.4. Периодическая система элементов д. И. Менделеева
- •3.5. Периодические свойства элементов
- •3.6. Решение типовых задач
- •3.7. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 4. Химическая связь
- •4.1. Ковалентная связь
- •4.2. Гибридизация атомных орбиталей
- •4.3. Ионная химическая связь
- •4.4. Металлическая связь
- •4.5. Водородная связь
- •4.6. Строение твердого тела
- •Тема 5. Растворы. Дисперсные системы
- •5.1. Общие свойства растворов
- •5.2. Способы выражения состава растворов
- •5.3. Теория электролитической диссоциации
- •5.4. Теории кислот и оснований
- •5.5. Ионные реакции в растворах
- •5.6. Ионное произведение воды. Водородный показатель рН
- •5.7. Гидролиз солей
- •5.8. Дисперсные системы и их классификация
- •5.9. Решение типовых задач
- •28,57 Г соли растворены в 71,43 г воды
- •3% Массы раствора составляют 48,84 г
- •Соотношение между рН и рОн
- •5.10. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 6. Окислительно-восстановительные электрохимические процессы
- •6.1. Основные понятия
- •Правила определения степени окисления
- •6.2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •6.3. Влияние среды на характер протекания реакций
- •6.4. Важнейшие окислители и восстановители
- •6.5. Электрохимические процессы
- •96500 Кл (26,8 а∙ч) – 31,77 г Cu (масса моля эквивалентов)
- •96500 Кл – 1 г (11,2 л- объем моля эквивалентов)
- •6.6. Гальванический элемент Даниэля-Якоби
- •6.7. Окислительно-восстановительные потенциалы
- •6.8. Эдс окислительно-восстановительных реакций
- •6.9. Электролиз расплавов и растворов солей
- •6.10. Некоторые области применения электрохимии
- •6.11. Решение типовых задач
- •6.12. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 7. Химия металлов
- •7.1. Общая характеристика металлов
- •7.2. Химические свойства металлов
- •7.3. Взаимодействие металлов с кислотами
- •Взаимодействие металлов с соляной кислотой.
- •Взаимодействие металлов с азотной кислотой
- •Взаимодействие металлов с серной кислотой
- •7.4. Сплавы
- •7.5. Получение металлов
- •Тема 8. Коррозия и защита металлов
- •8.1. Определение и классификация коррозионных процессов
- •8.2. Химическая коррозия
- •8.3. Электрохимическая коррозия
- •8.4. Возможность коррозии с водородной и кислородной деполяризацией
- •8.5. Защита металлов от коррозии
- •8.6. Решение типовых задач
- •8.7. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 9. Органические полимерные материалы
- •9.1. Классификация полимерных (высокомолекулярных) материалов
- •9.2. Строение полимеров
- •9.3. Кристаллическое и аморфное состояние полимеров
- •9.4. Методы получения полимеров
- •9.5. Применение полимеров
- •Тема 10. Химическая идентификация и анализ вещества
- •10.1. Химическая идентификация вещества
- •10.2. Количественный анализ. Химические методы анализа
- •10.3. Инструментальные методы анализа
- •Приложение
- •1. Важнейшие единицы си и их соотношение с единицами других систем
- •2. Приставки для дольных и кратных единиц си
- •3. Термодинамические характеристики некоторых веществ при 298 к
- •5. Энергия разрыва связи
- •6. Электроотрицательность элементов по Полингу
- •7. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы элементов
- •8. Таблица растворимости соединений
- •Обозначения: р – растворимый, м – малорастворимый, н – нерастворимый,
- •9. Константы диссоциации Кд слабых электролитов
- •10. Распределение электронов в атоме
- •Список литературы
6.11. Решение типовых задач
Пример 1. Выяснить, в какую сторону пойдет реакция между двуокисью свинца и иодидом калия в кислой среде, если концентрация веществ (активность) равна 1 моль/л.
Решение. 1) составляем уравнение:
2) пишем схему элемента для данной реакции:
3) находим окислительно-восстановительные потенциалы и ЭДС реакции:
, ,
Поскольку потенциал второй пары больше, чем первой, роль окислителя будет играть .
Делаем вывод, что вышеуказанная реакция возможна, так как ЭДС является величиной положительной (идет она слева направо с напряжением 1,15 В).
Пример 2. Определить, какой из металлов – барий или никель, лучше взаимодействует с разбавленной соляной кислотой.
Решение.
,
В,
В,
ЭДС(1) = 0,00 – ( - 2,90) = 2,90 В,
ЭДС(2) = 0,00 – ( - 0,25) = 0,25 В.
ЭДС первой реакции в несколько раз больше, чем второй. Барий будет взаимодействовать с соляной кислотой более интенсивно, чем никель.
Пример 3. Может ли перманганат калия окислить хлорид олова (II), если концентрация их растворов (активность) равна 1 моль/л?
Решение. Составляем уравнение реакции:
Находим потенциалы пар:
Вычисляем ЭДС реакции:
.
Устанавливаем, что в кислой среде может окислить, так как ЭДС реакции положительная и приведенная выше реакция возможна.
Пример 4. Какова масса меди, выделившейся на электроде при прохождении через электрохимическую систему количества электричества 2F и выходе меди потоку, равном единице (100%)?
Решение. Согласно законам Фарадея, при похождении количества электричества, равного 2F, выделится 2 моль эквивалента меди, что составляет:
MCu = MэCu · 2 = (63,57/2) г/моль · 2 моль = 63,57 г.
Пример 5. Определите выход потоку водорода, выделенного на электроде при нормальных условиях, если объем его составил 112 л при прохождении через электрод 1000А · ч.
Решение. Объем моль эквивалента водорода при н.у. составляет 22,4/2 = 11,2 л. Для выделения такого объема водорода требуется количество электричества, равное 1F, или 26,8 А · ч. Следовательно, для выделения 112 л требуется 268 А · ч. Найдем выход по току водорода:
или (27%).
Пример 6. Вычислить электродный потенциал цинка в растворе , в котором активность ионовсоставляет 7г-ион/л.
Решение.
В.
Э.д.с. гальванического элемента при различной активности концентрации катионов металла в растворе равна разности равновесных электродных потенциалов этих металлов. При этом, как и в случае стандартных потенциалов, следует при вычитании придерживаться условия, приведенного выше. Так, э.д.с. медно-цинкового электрода равна разности , а после замены
получим выражение
(6.1)
Пользуясь уравнением (6.1), можно вычислить э.д.с. любой гальванической пары при условии образования обоими металлами катионов с одинаковым зарядом п. При различном значении п следует раздельно вычислить равновесные электродные потенциалы металлов и затем найти их разность.
Анализ уравнения (6.1) приводит к выводу, что при одинаковом значении п обоих металлов и при равенстве их активностей э.д.с. гальванического элемента равна разности стандартных потенциалов.
Гальванические элементы и соответствующие им полуэлементы условно изображаются следующей записью, например
или в ионной форме
в которой одиночные вертикальные линии символизируют границу металл – раствор, а двойная – границы между обоими растворами электролитов.
Пример 7. Вычислить ЭДС медно-кадмиевого гальванического элемента, в которой активность ионов составляет 0,8 г-тон/л, а ионов- 0,01 г-ион/л.
Решение. Для решения воспользуемся уравнением (6.1)
В.
Пример 8. Вычислить ЭДС серебряно-кадмиевого гальванического элемента, в котором активные концентрации ионов исоответственно составляют 0,1 и 0,005 г-ион/л.
Решение. Потенциалы отдельных электродов составляют:
В,
В.
отсюда
Е = 0,74 – ( - 0,47) = 1,21 В.
Пример 9. Гальванические элементы могут быть получены не только из двух различных электродов, но и из двух одинаковых. Однако в этом случае они должны быть помещены в растворы с различной активностью катиона. При этом металлический электрод, помещенный в более разбавленный раствор, выполняет функцию отрицательного, а помещенный в более концентрированный – положительного электрода. Такие гальванические элементы получили название концентрационных.
Определите ЭДС концентрационного медного элемента с активностями ионов меди, равными 10-1 моль/л у одного электрода и 10-3 моль/л у другого при 298 К.
Решение. Рассчитаем равновесные потенциалы медных электродов по уравнению Нернста. Для первого электрода:
,
для второго электрода
Из сравнения величин потенциалов видно, что первый электрод в данном элементе является катодом, второй электрод – анодом и ЭДС равна:
Еэ = Ек – Еа = 0,3075 – 0,2485 = 0,059 В.