26. Ионные реакции

Реакции, в которых происходит гетеролитический разрыв связей и образуются промежуточные частицы ионного типа, называются ионными реакциями.

Водоро́дный показа́тель, pH — мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр:

Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH− в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.

Вода является очень слабым электролитом: лишь незначительная часть молекул воды диссоциирует на ионы:

H2O ↔ H+ + OH¯

Экспериментально установлено, что произведение концентраций ионов H+ и OH¯ в воде и разбавленных водных растворах электролитов является величиной постоянной и называется ионным произведением воды (Kw)

Kw = [H+] + [OH¯] = 10-14,

[H+] = [OH¯] = 10-7 моль/л

Для удобства условились выражать кислотность раствора как отрицательный логарифм концентрации водородных ионов. Эту величину называют водородным показателем и обозначают pH.

pH = -lg[H+]

Аналогично, отрицательный логарифм концентрации гидроксильных ионов обозначают pOH, однако, пользуются этим показателем значительно реже.

pH + pOH = 14

В зависимости от соотношения концентраций ионов H+ и OH¯ различают три вида реакции среды:

кислая среда: [H+] > [OH¯]; [H+] > 10-7 моль/л; pH < pOH; pH < 7;

нейтральная среда: [H+] = [OH¯] = 10-7 моль/л; pH = pOH = 7;

щелочная среда: [H+] < [OH¯]; [H+] < 10-7 моль/л; pH > pOH; pH >7;

Таким образом, значения pH всех водных растворов электролитов укладывается в шкалу pH от 0 до 14.

Индика́тор (лат. indicator – указатель) — соединение, позволяющее визуализировать изменение концентрации какого-либо вещества или компонента, например, в растворе при титровании, или быстро определить pH, еН и др. параметры. Существуют также химические индикаторы для самых различных специальных целей, например, для определения дозы облучения.

27. Гидролиз солей — разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде («связывание ионов»). Бывают обратимые и необратимые гидролтзы солей.

Степень гидролиза

Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. Обозначается α (или hгидр);

α = (cгидр/cобщ)·100 %

где cгидр — число молей гидролизованной соли, cобщ — общее число молей растворённой соли.

Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие.

Является количественной характеристикой гидролиза.

Приминение гидролтза. Очень важное значение в промышленности основного органического и нефтехимического синтеза имеет такой процесс, как гидролиз. Применяя его в отношении жиров, целлюлозы и углеводов давно получают мыло, глицерин, этиловый спирт и другие ценные продукты. В области органического синтеза рассматриваемые операции используются главным образом для производства спиртов С2-С5, фенолов, простых эфиров, окисей, многих ненасыщенных соединений, карбоновых кислот и их производных (сложных эфиров, ангидридов, нитрилов, амидов), а также ацетальдегида и других соединений. Перечисленные вещества имеют очень важное применение в качестве промежуточных продуктов органического синтеза, мономеров и фенолов, эфиров акриловой и метакриловой кислот, меламинов, хлоролефинов, акрилонитрилов, пластификаторов и смазочных материалов. Также используют для растворителей (спирты, простые и сложные эфиры, хлоролефины), пестицидов, поверхностно-активных веществ и т.д.

28. Электро́дный потенциа́л — разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электролита).

Величина электродного потенциала в неравновесном состоянии зависит как от природы и состава контактирующих фаз, так и от кинетических закономерностей электродных реакций на границе раздела фаз.

Водоро́дный электро́д — электрод, использующийся в качестве электрода сравнения при различных электрохимических измерениях и в гальванических элементах. Водородный электрод (ВЭ) представляет собой пластинку или проволоку из металла, хорошо поглощающего газообразный водород (обычно используют платину или палладий), насыщенную водородом (при атмосферном давлении) и погруженную в водный раствор, содержащий ионы водорода. Потенциал пластины зависит[уточнить] от концентрации ионов Н+ в растворе. Электрод является эталоном, относительно которого ведется отсчет электродного потенциала определяемой химической реакции. При давлении водорода 1 атм., концентрации протонов в растворе 1 моль/л и температуре 298 К потенциал ВЭ принимают равным 0 В. При сборке гальванического элемента из ВЭ и определяемого электрода, на поверхности платины обратимо протекает реакция:

2Н+ + 2e− = H2

то есть, происходит либо восстановление водорода, либо его окисление — это зависит от потенциала реакции, протекающей на определяемом электроде. Измеряя ЭДС гальванического электрода при стандартных условиях (см. выше) определяют стандартный электродный потенциал определяемой химической реакции.

ВЭ применяют для измерения стандартного электродного потенциала электрохимической реакции, для измерения концентрации (активности) водородных ионов, а также любых других ионов. Применяют ВЭ так же для определения произведения растворимости, для определения констант скорости некоторых электрохимических реакций.

В электрохимии стандартный электродный потенциал, обозначаемый Eo, E0, или EO, является мерой индивидуального потенциала обратимого электрода (в равновесии) в стандартном состоянии, которое осуществляется в растворах при эффективной концентрации в 1 моль/кг и в газах при давлении в 1 атмосферу или 100 кПа (килопаскалей). Объёмы чаще всего взяты при 25 °C. Основой для электрохимической ячейки, такой как гальваническая ячейка всегда является окислительно-восстановительная реакция, которая может быть разбита на две полуреакции: окисление на аноде (потеря электрона) и восстановление на катоде (приобретение электрона). Электричество вырабатывается вследствие различия электростатического потенциала двух электродов. Эта разность потенциалов создаётся в результате различий индивидуальных потенциалов двух металлов электродов по отношению к электролиту.

29. Элемент Даниэля-Якоби представляет собой химический гальванический элемент с переносом, составленный из двух электроВдов первого рода - цинкового и медного (см. рис.1). Элемент может быть представлен схемой:

(-)Zn | Zn SО4| | CuSО4| Cu(+).

Уравнение Нернста — уравнение, связывающее окислительно-восстановительный потенциал системы с активностями веществ, входящих в электрохимическое уравнение, и стандартными потенциалами окислительно-восстановительных пар.

где

E— электродный потенциал, E⁰ — стандартный электродный потенциал, измеряется в вольтах;

R— универсальная газовая постоянная, равная 8.31 Дж/(моль·K);

T— абсолютная температура;

F— число Фарадея, равное 96485,35 Кл/моль;

n— число моль электронов, участвующих в процессе;

a_Ox и a_Red — активности соответственно окисленной и восстановленной форм вещества, участвующего в полуреакции.

ЭДС гальванического элемента равна разности электродных потенциалов составляющих его электродов. В соответствии с принятой формой записи гальванического элемента его ЭДС равна электродному потенциалу правого электрода (окислителя) минус электродный потенциал левого электрода (восстановителя).

38. Физико-химический анализ сплавов чаще всего осуществляется на основе построения так называемых кривых охлаждения. Кривая охлаждения строится в координатах - температура ( ось ординат), время ( ось абсцисс) - на основе измерений температуры охлаждающегося сплава в виде функции времени. Физико-химический анализ сплавов позволяет судить о химическом составе некоторых систем и происходящих в них химических изменениях путем измерения физических свойств системы. Тем самым этот вид анализа дополняет химический анализ ( качественный и количественный), а в ряде случаев, когда этот последний вообще неприменим, и заменяет его

30. Электри́ческий аккумуля́тор — химический источник тока многоразового действия, основная специфика которого заключается в обратимости внутренних химических процессов, что обеспечивает его многократное циклическое использование (через заряд-разряд) для накопления энергии и автономного электропитания различных электротехнических устройств и оборудования.

Свинцовые аккумуляторы являются химическими источниками тока, которые могут использоваться многократно. Активные материалы, израсходованные в процессе разряда, восстанавливаются при последующем заряде. Химический источник тока представляет собой совокупность реагентов (окислителя и восстановителя) и электролита. Восстановитель (отрицательный электрод) электрохимической системы в процессе токообразующей реакции отдает электроны и окисляется, а окислитель (положительный электрод) восстанавливается.

  Электролитом, как правило, является жидкое химическое соединение, обладающее хорошей ионной и малой электронной проводимостью. В свинцовом аккумуляторе в токообразующих процессах участвуют двуокись свинца (диоксид свинца) РЬО₂ (окислитель) положительного электрода, губчатый свинец РЬ (восстановитель) отрицательного электрода и электролит (водный раствор серной кислоты H₂S0₄). Химические реакции в свинцовом аккумуляторе описываются уравнением:

 

         Гальвани́ческий элеме́нт — химический источник электрического тока, названный в честь Луиджи Гальвани. Принцип действия гальванического элемента основан на взаимодействии двух металлов через электролит, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока. ЭДС гальванического элемента зависит от материала электродов и состава электролита.

Топливный элемент — электрохимическое устройство, подобное гальваническому элементу, но отличающееся от него тем, что вещества для электрохимической реакции подаются в него извне[1] — в отличие от ограниченного количества энергии, запасенного в гальваническом элементе или аккумуляторе.

Топливные элементы осуществляют прямое превращение энергии топлива в электричество минуя малоэффективные, идущие с большими потерями, процессы горения. Это электрохимическое устройство в результате высокоэффективного «холодного» горения топлива непосредственно вырабатывает электроэнергию.

СУХОЙ ЭЛЕМЕНТ электрический элемент (батарейка), вариант ЭЛЕМЕНТА ЛЕКЛАНШЕ небольшого размера, не содержащий жидкого наполнителя. В наиболее распространенном типе в качестве ЭЛЕКТРОЛИТА применяют пасту хлорида аммония; положительный ЭЛЕКТРОД (АНОД) выполнен в виде угольного стержня, а КАТОД (отрицательный электрод) - в виде цинкового цилиндра. Сухие элементы широко применяются в ручных фонариках и портативных радиоприемниках.

31. Коррозия — это самопроизвольное разрушение металлов в результате химического или физико-химического взаимодействия с окружающей средой. Коррозия вакытында катодта кайтарылу, э анодтта оксидлашу процессы бара. Металлнын бозылуы эче тирэлектэ барса водородлы деполярлашу булла, э дымлы хава шартларында булса кислородлы деполярлашу булла.

Основные виды коррозии:

газовая (протекает в присутствии газов при высокой температуре),

неэлектролитическая (сталь в бензине),

атмосферная (металлические детали и конструкции на воздухе),

электролитическая (в жидкой среде под воздействием электрического тока),

почвенная (разрушение металлических труб , толстостенных стальных труб под землей),

электрокоррозия (под воздействием внешних токов),

контактная (разные виды металлов в электролите)

структурная (неоднородные по структуре металлы, например чугун и графит в растворе серной кислоты)

коррозия напряжения (снижение выносливости металла, вызывающее так называемую коррозионную усталость)

коррозия трения (вращающиеся детали машин в морской воде)

щелевая коррозия (протекает в зазорах между деталями механизмов)

биокоррозия (под воздействием микроорганизмов и биологических факторов)

коррозионне процессы

1.По виду (геометрическому характеру) коррозионных разрушений на поверхности или в объёме металла.

2.По механизму реакций взаимодействия металла со средой (химическая и электрохимическая коррозия). Коррозия является химической, если после разрыва металлической связи атомы металла непосредственно соединяются химической связью с теми атомами или группами атомов, которые входят в состав окислителей, отнимающих валентные электроны металла.

Коррозия является электрохимической, если при выходе из металлической решётки образующийся катион вступает в связь не с окислителем, а с другими компонентами коррозионной среды.

3. По типу коррозионной среды

Газовая коррозия

Атмосферная коррозия

Жидкостная коррозия

Подземная коррозия

По характеру дополнительных воздействий

биологическая коррозия, идущую под влиянием продуктов жизнедеятельности бактерий и др. организмов

радиационная коррозия — при воздействии радиоактивного излучения.