- •2. Закон Авогадро и его следствия.
- •3. Закон эквивалентов. Эквивалент. Эквивалентная масса и эквивалентный объем. Эквивалентные массы сложных соединений.
- •4. Два принципа квантовой механики: корпускулярно-волновой дуализм и принцип неопределенности.
- •5. Понятие волновой функции. Квантовые числа, их сущность. Понятие энергетического уровня, подуровня, орбитали. Электронное облако и его форма.
- •13. Законы термохимии. Тепловой эффект химических реакций. Закон Гесса и его следствия. Энтальпия образования вещества. Термохимические расчеты.
- •18. Способы выражения состава растворов.
- •12. Внутренняя энергия, энтальпия, энтропия. Свободная энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал). Критерий направленности химических реакций.
- •15. Обратимые химические реакции. Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Смещение равновесия. Принцип Ле-Шателье.
- •17. Вода. Физические и химические свойства. Уникальные свойства воды. Строение молекулы воды. Водородная связь. Диаграмма строения воды.
- •32.Электрохимическая коррозия и способы защиты от нее.
- •33.Гальвонические элементы. Элемент Даниоля-Якоби. Эдс гальвонического элемента.
- •34.Аккумуляторы. Свинцовый (кислотный) аккумулятор. Процессы на электродах при работе свинцового аккумулятора.
- •35.Электролиз расплавов и растворов. Законы электролиза.
- •19. Общие свойства растворов. Закон Рауля и его следствия. Осмотическое давление, закон Вант-Гоффа. Определение молекулярных масс растворенных веществ.
- •21. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Индикаторы.
Аккумуляторы
– обратимые источники энергии. После
зарядки их можно многократно использовать.
Свинцовый
(кислотный) аккумулятор: электроды
свинцового аккумулятора изготовлены
из свинцовых решетчатых пластин,
погруженных в р-р серной кислоты с
конц-ей 30-40% (при этой конц-ии теплопроводность
max). Работа
ак-ра (разрядка). Pb,
PbO2, H2SO4(30-40%) (-)A:
(Pb0
– 2e = Pb2+) Pb0
+ SO42-
- 2e = PbSO4 (+)K:
(Pb4+
+ 2e = Pb2+) PbO2
+ SO42-
+ 4H+
+ 2e = 2PbSO4
+ 2H2O Pb
+ SO42-
+ PbO2
+ SO42-
+ 4H+
= 2PbSO4
+ 2H2O Pb
+ PbO2
+ 2H2SO4
=
2PbSO4
+ 2H2O ЭДС
такого аккумулятора составляет ~ 2B.
В
процессе работы ак-ра расходуются в-ва
и его составляющие и через некоторое
время необходима зарядка. Для этого
ак-р подклячают к источнику постоянного
тока. Ток протекает в обратном направлении,
чем при работе ак-ра. Зарядка. PbSO4,
H2SO4(разб.)
AK,
KA (+)A:
Pb2+
- 2e = Pb4+ PbSO4
+ 2H2O
– 2e = PbO2
+ SO42-
+ 4H+ (-)K:
H+(H2SO4p)
Pb2+(PbSO4) E02H(+)/H2
= 0B E0Pb(2+)/Pb
= -0,13B Однако,
поскольку PB2+
входит в состав малорастворимой соли,
то его конц-ция сильно отличается от
стандартной. EPb(2+)/Pb
E0Pb(2+)/Pb
=< -0,13B Из
сравнения электродных потенциалов
следует, что ион водорода более сильный
ок-ль, чем Pb2+.
Однако реально на катоде идет процесс
восст-я ионов свинца. Это связано с
явлением, кот. наз. перенапряжение
выделение молекулярного водорода:
различные
Ме обладают различной каталитической
активностью по отношению к процессу
выделения молекулярного водорода. Одни
способствуют этому (например платина),
а другие тормозят (свинец). Особенно
велико перенапряжение на свинце в
серной кислоте, оно составляет –1,3В. E2H(+)/H2
= -1,3B Из-за
кинетических трудностей выделения
молекул. водорода Pb2+
оказывается более сильным ок-лем, чем
ион водорода. (-)K:
Pb2+
+ 2e = Pb0 PbSO4
+ 2e = Pb0
+ SO42- PbSO4
+ 2H2O
= Pb + PO2
+ 2H2SO4
Электролиз
– процесс
отдельного ок-я, восст-я на электродах,
осущ. за счет протекания постоянного
эл. тока от внешнего источника. Если в
гальвоническом элементе происходит
преобразование энергии химической
р-ции в электрическую, то при электролизе
эл. энергия используется для осущ-ния
хим. процесса, т. к. ток протекает в
обратном направлении, нежели в
гальвоническом элементе, то на аноде
по прежнему идет процесс ок-я, но это
уже “+” электрод, а катод соответственно
“-”. Рассмотрим электролиз расплавов
с энертными (угольными и платиновыми)
электродами. NaCL(тв)
t
NaCL
Na+
+ CL-
(+)A:
2CL – 2e = CL20
E0
= +1,36B (-)K:
Na+
+ e = Na0
E0
= -2,71B E0
= E0В-Я
– E0О-Я
= -2,71 – 1,36 < 0 NaCL,
KCL (+)A:
2CL – 2e = CL20 (-)K:
1).Na+
+ e = Na0
2).K+
+ e = K0
E0Na(+)/Na(0)
>
E0K(+)/K(0)
(-2,71B
> -2,92B), сл-но,
Na+
> более
сильный
ок-ль,
чем
K+
Na2SO4
+ H2O (+)A:
1).2SO42-
– 2e = S2O82-
E0
= +2,01B
2).2H2O
– 4e = O2
+ 4H+
pH=0
E0
= +1,23B pH=7
E = E0 + (0,059/n)*lg([Ox]/[Red]) = 1,23 +
(0,059/4)*lg(Po2[H+]4/[H2O]2)
= 1,23 + (0,059/4)*lg[H+]
= 1,23 + 0,059*lg[H+]
= 1,23 – 0,059pH = 0,82B
вода
явл.
> сильным
восст-лем, чем сульфат ион, поэтому на
аноде идет процесс ок-я воды. (+)A:
1).Na+
+ e = Na0
E0
= -2,71B
2).2H2O
+ 2e = H20
+ OH-
pH=7
E0
= -0,41B Вода
> сильный ок-ль, чем ион натрия, т. е.
на катоде протекает процесс восст-я
воды. Таким образом электролиз р-ра
сульфата натрия сводится к электролизу
воды. CuSO4
+ H2O (+)A:
------и-------и------- (-)K:
1).Cu2+
+2e = Cu0
E0
= +0,34B 2).CuSO4
+ H2O
= (CuOH)2SO4
+ H2SO4
H+(H2SO4) Поскольку
среда слабо-кислая, то E2H(+)/H2
E02H(+)/H2
< 0B
(-0,06 до –0,36) Из
сравнения потенциалов восс-я ионов
водорода и ионов меди следует, что Cu2+
> сильный ок-ль, чем H+,
поэтому на катоде будет выделяться Cu. При
электролизе сульфатов Ме средней
активности (Cr,
Fe,
Ni,
K)
на катоде будут протекать два конкурирующих
процесса. При электролизе р-ров на аноде
окисляются восстановленные формы
систем с наименьшим потенциалом, на
катоде восстанавливаются окисленные
формы систем с наибольшим потенциалом. Законы
электролиза: 1).Масса
в-ва, образующегося при электролизе
(отдельно на аноде и катоде), пропорциональна
количеству электричества, прошедшего
через р-р. 2).Массы
в-в, образующихся при пропускании одного
и того же количества электричества
пропорциональны их эквивалентным
массам. m=kq
k=Эm/F
m=Эm*q/F
m/Эm=q/F
q=F
число Эm
– это количество электричества,
обуславливающие превращение одной
эквивалентной массы в-ва.
Общие
свойства растворов. Закон Рауля и его
следствия. Идеальный
раствор – раствор, образование которого
не сопровождается изменением объем и
тепловым эффектом. Идеальный раствор,
как и идеальный газ, это физическая
абстракция. По свойствам к идеальным
растворам приближаются разбавленные
растворы электролитов. Общим свойством
для всех жидких растворов является
понижение давления насыщенного пара
над раствором по сравнению с чистым
растворителем. Во многих случаях
растворенные вещества практически
нелетучи, по сравнению с растворителем.
Такие растворы содержат только один
летучий компонент – растворитель. И
для них справедлив закон Рауля (франц.,
1887) Относительное
понижение насыщенного пара над раствором
равно мольной доле растворенном
вещества. Следствия
закона Рауля. Чистые
вещества характеризуются строго
определенной температурой фазового
перехода. Так например Н2О кипит при
100С, кристаллизуется при 0С. Иначе обстоит
дело с растворами. Присутствие
растворенного вещества приводит к
увел. Т кип и уменьш Т кристалл по сравнен
с чистым раствором и тем сильнее чем
концентрированнее растворы. Жидкость
кипит когда давление ее насыщ пара
становится равным внешнему. Вода
при101кПа. Жидкость кристаллизуется,
когда Р пара над ТВ. и ж. фазами
сравнивается. Изучая кипение и кристалл
растворов Рауль установил, что для
разбавл. растворов не электролитов
УвТкип и умТкристал пропорционально
концентрации раствора. На изучении Т
кип и крист основыв один из эксперимент.
методов определ. молек. масс раствор
веществ. Осмотическое
давление, закон Вант-Гоффа. Все
р-ры независимо от их агрегатного
состояния обладают способностью
диффузии (самопроизвольный процесс
перемещения в-ва, приводящий к выравниванию
его концентрации), т. е. способностью
в-ва распределяться по всему объему. (см.
рис.(Вначале будет заметна резкая
граница, но постепенно она будет
размываться; через некоторое время
растворенное в-во равномерно распределиться
по всему объему раствора. Частицы р-теля
и р-ного в-ва дииффундируют в противоположных
направлениях. Такой случай наз. встречной
или двусторонней диффузией.)) Этот же
опыт проведем в других условиях: молекулы
р-ля смогут диффундироваться, а р-ное
в-во нет. Для этого нужно разделить
р-тель и р-ное в-во полупроницаемой
перегородкой (ее поры подобрана таким
образом, что способны пропускать
маленькие молекулы р-ля и неспособны
пропускать крупные молекулы р-ного
в-ва.) Выравнивание концентраций будет
происходить только вследствие перемещения
молекул воды. Последние в большем числе
диффундируют в раствор, чем обратно,
поэтомуобъем раствора будет постепенно
увел., а концентрация сазара в нем умен.
Такая односторонняя диффузия
черезполупроницаемую перегородку наз.
осмосом. Омсмос
– переход
растворителя из менее концентрированного
раствора в более концентрированный
раствор вещества. Закон
Вант-Гоффа: Для
разбавл. растворов осмотическое давление
независимо от рода р-теля и р-ного в-ва
при данной температуре пропорциональна
молярной концентрации р-ра. Используя
осмитич. Давление также можно определить
молек. массы
р-ных в-в. Pосм=CmRT=nRT/Vр-ра=mр/мр/Vр-ра
H2O
= H++OH- Kd
= [H+][OH-]
/ [H2O] [H2O]
~ Сисх = const Kd
[H2O]
= [H+][OH-]
= Kw
- ионное
произведение воды. Kw
= const (при
T = const) T
= 298K Kw
=10-14 Нейтр.
р-р:
[H+][OH-]
= 10-14
[H+]
= [OH-]
= 10-7 Кислый
р-р:
[H+]
> [OH-]
[H+]
= 10-6,
10-5,
… Нейтр.
р-р:
[H+]
< [OH-]
[H+]
= 10-8,
10-9,
… PH
= - Lg
[H+]
– водородный показатель Для
определения pH
в лабораториях используют кислотно-основной
индикатор. Индикаторы
представляют собой природные красители
изменяющие свою окраску в зависимости
от реакции среды. С
точки зрения химии индикаторы
– это слабые органич. кислоты. Как
правило они сущ. в 2- х по разному
окрашенных формах H
Ind
(кислая среда) = H+
+ Ind
(основная форма) Лакмус
pH
= 7 (фиолетовый) pH
> 7 (красный) pH
> 7 (синий)
34.Аккумуляторы. Свинцовый (кислотный) аккумулятор. Процессы на электродах при работе свинцового аккумулятора.
35.Электролиз расплавов и растворов. Законы электролиза.
19. Общие свойства растворов. Закон Рауля и его следствия. Осмотическое давление, закон Вант-Гоффа. Определение молекулярных масс растворенных веществ.
21. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Индикаторы.