Билет №10

1. Электролиз. Законы Фарадея.

Электролиз – окислительно-восстановительная реакция, которая протекает на электродах при пропускании постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита.

На катод - Na⁺+e=Na⁰

На анод + 2Cl^--2e=Cl₂

NaCl расплав.

Na⁺Cl^-

Щелочные, щелочноземельные металлы, редкоземельные, Al, малибден, Ti, Mg, W получают методом электролиза из расплава солей.

Электролиз водного раствора NaCl.

Na+, Cl-, H2O

На катод - Na⁺+e=Na⁰ ⁰= -2,87B

H⁺₂O+2e=H₂+2OH^- ⁰= -0,83B (по таблице окислительно-восстановительного потенцирования).

На катоде в первую очередь разряжается тот ион, для разряда которого надо приложить наименьшее электроотрицательное значение потенцирования.

(+)A 2Cl^--2e=Cl₂ ⁰= 1,36B

2H₂O^2--4e=O₂+4H⁺ ⁰= 1,229B ⁰фактическое (H₂O)= 1,6-1,8В

Согласно правилу разряда ионов на аноде разряжается тот ион, для разряда которого надо приложить наименьшее электроположительное значение потенцирования.

Однако существует явление перенапряжения.

 = _{фактическое-}_{равновесное}

Сдвиг потенциала от равновесного значения.

За счет перенапряжения на Аноде выделяется Cl.

I закон Фарадея: количество вещества, выделяющееся на электродах прямо пропорционально количеству электричества, прошедшему через электролит.

Э J*t

F

J*t =Q

F=96500 Кл

m=

II закон Фарадея: одно и тоже количество электричества выделяют на электродах вещества в количестве пропорционально химическим эквивалентам.

m1:m2:m3 = Э1:Э2:Э3

2. Ионное произведение воды, водородный показатель Kw, Ph.

Вода является очень слабым электролитом, но обладает измеримостью электролитов.

Для воды и расплавленных растворов электролитов произведение концентрации ионов водорода и гидроксида ионов при 25град. Является постоянной величиной и составляет 10^-14.

Кw=[H+][OH-]=10^-14

Кw=[H+3O][OH-]=10^-14

Т.к. протон иона водорода обладает очень малым размером, то он внедряется в центр оболочки молекулы воды и образует ион гидроксония H3O.

В нейтральных растворах концентрация ионов водорода равна концентрации ионов Ohю

p= - lg

pH= - lg[H+]=7

pOH= - lg[OH-]=7

pH=7

В кислых средах рН<7

В щелочах >7

Билет №11

1. Химическая кинетика. Закон действия масс. Порядок и молекулярность реакций.

Раздел физической химии, изучающий протекание процесса во времени.

Скорость – величина всегда положительная.

Vмгн.скор = +-dC/d

По изменению концентрации за определенный интервал времени:

Vср = (C2-C1)/(2-1)

V=n/(S*) – n-изменение числа молей; S-поверхность раздела масс.

Основным постулатом в формальной кинетике является закон действующих масс.

aA+bB dD+eE

Скорость реакции прямо пропорциональна концентрации реагирующих веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.

V=K*C_A^a*C_B^b

V=K*C_D^d*C_E^e

Физический смысл константы скорости – скорость реакции, если концентрация равна 1.

Различают: моно; би; три; - по числу молекул, участвующих в элементарном акте химического взаимодейтсвия.

1. H2O2=H2O+1/2O2

2. H2+Cl2=2HCl

3. 2NO+O2=2NO2

Порядок реакции обозначается n, определяется суммой показателей степеней в законе действующих масс.

n=a+b

aA+bB dD+eE

V=K*C_A^a*C_B^b

V=K*C_D^d*C_E^e

Для элементарных реакций, которые протекают в одну стадию, порядок и молекулярность совпадают.

Изучение порядка реакции позволяет определить механизм реакции (в 1 стадию или несколько).