- •Федеральное агентство по образованию
- •Программа дисциплины
- •2.3. Кинетическая сторона химических реакций
- •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
- •Ионно-молекулярные (ионные) реакции обмена
- •В кислой среде и.
- •Гидролиз соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием.
- •Жёсткость природных вод и её устранение.
- •Примеры решения типовых задач.
- •Задача. Сколько граммов содержится в воды, если жесткость, обусловленная присутствием этой соли, равна ?
- •1.2. Окислительно-восстановительные реакции
- •Примеры решения типовых задач.
- •Задача. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции между перманганатом калия и сульфитом натрия в среде серной кислоты.
- •Переходим к молекулярной форме уравнения:
- •1.3. Электрохимические процессы
- •Определить абсолютные значения электродных потенциалов невозможно. Их можно только сравнивать.
- •Электролиз
- •Для расчетов используют математическое выражение обобщенного закона Фарадея:
- •Примеры решения типовых задач.
- •Коррозия и защита металлов и сплавов от коррозии
- •Примеры решения типовых задач
- •1.5. Комплексные соединения
- •Примеры решения типовых задач.
- •1.6. Задачи
- •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 № 2
- •Продолжение
- •III. Приложение
- •IV. Содержание
Переходим к молекулярной форме уравнения:
4КМnO4 + 4MnО2 +++2Н2О+ + КОН.
Пример 5. Определение окислительно-восстановительных молярных масс эквивалентов.
Задача. Чему равен эквивалент окислителя в реакции ?
Решение. Молярная масса эквивалента окислителя (восстановителя) равна его молярной массе, деленной на число принятых (или отданных) электронов. В приведенной реакции окислителем является (Мr=158, М=158г/моль), а процесс восстановления идет по схеме .
Следовательно, молярная масса эквивалента окислителя равна
(г/моль).
Пример 6. Определение направления окислительно-восстановительной реакции по величине окислительно-восстановительных потенциалов (Red-Ox-потенциалов).
Задача. Возможно ли в качестве окислителя в кислой среде использовать в следующих процессах при стандартных условиях:
а) ;
б) ;
в)
г) .
Стандартный окислительно-восстановительный потенциал системы
.
Решение. Для определения направления окислительно-восстановительной реакции необходимо определить ЭДС (E,):
,
где – потенциал окислителя;– потенциал восстановителя.
Реакция возможна, если E () >0.
Для выяснения возможности протекания окислительно-восстановительных реакций определяем ЭДС следующих систем:
а)
E=1,33-2,85= -1,52В;
б)
E =1,33-1,36= -0,03В;
в)
E =1,33-1,06= +0,27В;
г)
E =1,33-0,54= +0,79В.
Таким образом, дихромат калия может быть использован в качестве окислителя только для процессов:
.
Пример 7. Определение возможности протекания окислительно-восстановительной реакции по величине изменения энергии Гиббса (изобарно-изотермического потенциала).
Задача. Определите возможность протекания окислительно-восстановительной реакции
,
если стандартные значения энергии Гиббса равны:
; ;
; .
Решение. Определяем процесса
;
=+– 3–=
=2(-79,91) + 86,69 – 3(51,84) – (-237,5)=8,65кДж.
Так как > 0, то протекание данной реакции возможно только в обратном направлении, т.е. справа налево.
1.3. Электрохимические процессы
Электрохимическими процессами называют процессы взаимного превращения химической и электрической форм энергии.
Электрохимические процессы можно разделить на две основные группы:
1)процессы превращения химической энергии в электрическую (в гальванических элементах);
2) процессы превращения электрической энергии в химическую (электролиз).
Простейшая электрохимическая система состоит из двух электродов, соединенных друг с другом металлическим проводником (внешней цепи) и ионного проводника между ними (растворы или расплавы электролитов).
Гальванические элементы
При окислительно-восстановительных реакциях происходит переход электронов от восстановителя к окислителю. Эту реакцию можно проводить таким образом, чтобы процессы окисления и восстановления были пространственно разделены, а электроны перемещались от восстановителя к окислителю по внешней цепи.
Устройства, при помощи которых химическая энергия превращается в электрическую, называются гальваническими элементами, или химическими источниками электрической энергии.
Одним из первых гальванических элементов был сконструирован гальванический элемент Якоби-Даниэльса. Это устройство состоит из двух электродов - металлических пластин (цинковой и медной), помещённых в раствор электролитов (солей цинка и меди), разделенных пористой перегородкой, и соединённых проводником.
Электрод, на котором протекает процесс окисления, называется анодом.
Электрод, на котором протекает процесс восстановления, называется катодом.
окисление
восстановление
Используют специальную форму записи гальванического элемента, в которой указывают анод, поверхность раздела, первый электролит, электролитический ключ, второй электролит, катод и направление движения электронов во внешней цепи:
анод катод
Т.о., цинковая пластина начинает растворяться, а на медной пластине начинает осаждаться медь, пока равновесие не восстановится.
Электрический ток, протекающий по внешней цепи, может совершать полезную работу, которая равна произведению количества прошедшего электричества на напряжение:
Amax = nF∆E,
где: n – число электронов, участвующих в окислительно-восстановительном процессе;
F – число Фарадея (F = 96500 Кл/моль);
E – электродвижущая сила гальванического элемента (ЭДС).
В то же время максимальная полезная работа равна изменению свободной энергии Гиббса реакции: Amax = - ∆G.
Работа гальванического элемента процесс самопроизвольный (∆G<0).
∆G = - nF∆E
ЭДС гальванического элемента – это максимальное значение напряжения гальванического элемента.
,
где: - электродный потенциал катода;
- электродный потенциал анода.
Электродные потенциалы возникают на границе раздела фаз металл – электролит. При погружении металла в раствор, содержащий одноименный ион, начинается сложное взаимодействие металла с компонентами раствора, в результате чего происходит окисление металла, и его гидратированные ионы переходят в раствор, оставляя в металле электроны, заряд которых не скомпенсирован положительно заряженными ионами в металле:
М + m H2O M(H2O)mn+ + ne
- - - Металл - - - - |
+ + + + + + + + + + Раствор + + + + |
Рис.1 Строение двойного электрического слоя на границе раздела металл-раствор |
Наряду с окислением металла протекает обратная реакция – восстановления ионов металла до атомов. При некотором значении электродного потенциала, который называется равновесным электродным потенциалом, устанавливается равновесие
М + m H2O M(H2O)mn+ + ne
или без учета гидратационной воды: М M n+ + ne.