Билет № 30

1. Чем активность иона отличается от его концентрации и от каких факторов зависит коэффициент активности электролитов?

Коэффициент активности по Дебаю—Хюккелю зависит по крайней мере от температуры, диэлектрической проницаемости растворителя () и ионной силы (I); последняя служит мерой интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе.

Очевидно, что при электростатическом взаимодействии ионов противоположных знаков необходимо учитывать влияние ионной атмосферы. При движении катиона в электростатическом поле ионная атмосфера деформируется; она сгущается перед ним и разрежается позади него. Эта асимметрия ионной атмосферы оказывает тем более тормозящее действие движению катиона, чем выше концентрация электролитов и чем больше заряд ионов. В этих системах само понятие концентрации становится неоднозначиным и должно заменяться активностью. Для бинарного одно-однозарядного электролита KatAn —-> Каt+ + Аn+ активности катиона (а+) и аниона (а-) соответственно равны

где С+ и С- -аналитические концентрации соответственно катиона и аниона, у+ и y- - их коэффициенты

активности.

Определить активности каждого иона в отдельности невозможно, поэтому для одно-однозарядных

электролитов пользуются средними геометрическими значений активностей и коэффициентов активностей:

2. Вид изотермы Вант-Гоффа для неравновесной системы (выразить через произведение растворимости и произведение концентраций).

Изотерма Вант-Гоффа для процесса растворения

имеет вид

где и - неравновестные концентрации.

3. Напишите варианты реакций получения оснований при взаимодействии оксидов с водой.

CaO + H2O = Ca(OH)2

K2O + H2O = 2KOH

BaO + H2O = Ba(OH)2

MgO + H2O = Mg(OH)2

Билет № 31

1. Что такое «гидролиз солей»? Какие из перечисленных соединений способны гидролизоваться в водном растворе: NaOH, HCl, NaCl, NaHCO₃, (CH₃COO)₂Ca, CH₃COONH₄?

Гидролизом называется процесс взаимодействия вещества с водой, при котором составные части вещества взаимодействуют с составными частями воды, образуя слабодиссоциирующие ионы или молекулы. При гидролизе происходит изменение реакции среды. Гидролизу подвергаются соединения различных классов. Мы рассмотрим лишь случай гидролиза солей. Любую соль можно рассматривать как продукт, образованный взаимодействием соответствующих основания и кислоты. Гидролизу будут подвергаться соли, образованные: а) слабым основанием и сильной кислотой, б) слабой кислотой и сильным основанием, в) слабой кислотой и слабым основанием.

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (NaCl) гидролизу не подвергаются, т.е. присутствие ионов такой соли в растворе не нарушает диссоциацию чистой воды и реакция среды остается нейтральной (рН=7). Кислые соли слабых кислот также подвергаются гидролизу. Однако в этом случае наряду с гидролизом протекает диссоциация кислотного остатка. Так, в растворе NaHCО₃ одновременно протекают гидролиз H, приводящий к накоплению ОH^–-ионов: Н + Н–ОН Н₂СО₃ + ОH^–,и диссоциация, хотя и незначительная

Н + H⁺.

Таким образом, реакция раствора кислой соли может быть как щелочной (если гидролиз аниона преобладает над его диссоциацией), так и кислой (в обратном случае).

NaOH – сильное основание, подвергается гидролизу

HCl – сильная кислота, подвергается гидролизу

(CH₃COO)₂Ca, CH₃COONH₄ - соль слабой кислоты и сильного основания, подвергается гидролизу

2. Сформулируйте основные законы электролиза.

Электролиз - совокупность электрохимических процессов, происходящих в электролите при прохождении через него постоянного электрического тока. При электролизе положительно заряженные ионы (катионы) движутся к катоду, а отрицательно заряженные ионы (анионы) - к аноду. Количество вещества, выделившегося на электродах при электролизе, определяется по закону Фарадея.

Фарадея законы, количественные законы электролиза, Ф. з. выражают связь между количеством прошедшего через электролит электричества, массой и химической природой (через эквиваленты химические) веществ, претерпевших превращение на электродах,

1-й Ф. з.: массы т превращенных веществ пропорциональны количеству электричества g, прошедшего через электролит,

2-й Ф. з.: массы различных веществ, превращенных в результате прохождения через электролит одного и того же количества электричества, пропорциональны химическим эквивалентам А этих веществ. Из второго Ф. з. следует, что для выделения электрическим током 1 г-экв. различных веществ необходимо одно и то же количество электричества, называемое Фарадея числом Р. Математически Ф. з. можно записать в виде одного уравнения т = (А/F) g = kg (коэффициент k = А/F называется электрохимическим эквивалентом).

Оба Ф. з. абсолютно точны, если ионами электролита переносится всё прошедшее через него количество электричества. Наблюдаемые в некоторых случаях отклонения от этих законов могут быть связаны с неучтенными побочными электрохимическими реакциями (например, выделение газообразного водорода при электроосаждении некоторых металлов) или с частичной электронной проводимостью (например, при электролизе некоторых расплавов).

3. Напишите варианты реакций получения оснований при разложении соли с водой.

2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2

Билет № 32

1. Что такое химическая и электрохимическая коррозия. Виды защиты от них.

Коррозия – это самопроизвольный процесс окисления (разрушения) при взаимодействии с окружающей средой.

По механизму химических процессов ее делят на химическую и электрохимическую.

Химическая коррозия вызывается действием сухих газов и неэлектролитов. Газовая коррозия – это высокотемпературная коррозия. При этом образуются оксидные и солевые пленки, и в зависимости от их структуры коррозия может затухать или развиваться дальше.

Электрохимическая коррозия вызывается любой средой с ионной проводимостью (атмосфера, вода, почва), а также электрохимическая коррозия протекает под действием внешнего потенциала, например, коррозия под действием внешнего тока.

Одной из основных причин электрохимической коррозии является наличие примесей в металле. Металл с примесями образует множество коррозионных микрогальванических элементов (микрогальванопар), в которых разрушаются анодные участки. При электрохимической коррозии (в отличие от химической) возникают коррозионные микротоки, которые ничтожно малы и просто рассеиваются.

Проблема защиты металлов от коррозии возникла почти в самом начале их использования. Люди пытались защитить металлы от атмосферного воздействия с помощью жира, масел, а позднее покрытием другими металлами и прежде всего легкоплавким оловом (лужением). В трудах древнегреческого историка Геродота (V в. До н. э.) уже имеется упоминание о применение олова для защиты железа от коррозии.