20. Строение мицеллы, образованной в результате реакции обмена

Мицелла – электронейтральная частица. Дисп среда – жидкая, дисп фаза – твёрдая. Строение рассмотрим на след-м примере: AgNO₃+KCl=AgCl↓+KNO₃ (KCl в избытке) Ag⁺+NO₃^-+K⁺+Cl^-=AgCl↓+K⁺+NO₃^- {[mAgCl]*nCl^-*(n-x)K⁺}^x-*xK⁺ [ядро]; nCl^- – потенциал, определяющий ионы; (n-x)K⁺}^x-*xK⁺ – противоионы; nCl^-*(n-x)K⁺ – адсорбционный слой; xK⁺ – диффуз слой; {гранула}

21. Овр. Степень окисления элемента. Составление уравнений овр.

ОВР – хим процесс, в ходе к-ого у элементов изменяется С.О. С.О. – условный заряд атома элемента в соединении, вычисляемый исходя из предположения, что в-во построено из ионов. ОВР состоит из 2х подпроцессов, к-ые самостоятельно протекать не могут: 1-о-е – отдача е; С.О. повыш-ся, а частица – в-ль: A⁰-e→A⁺ 2-в-е – приём е; С.О. пониж-ся, а частица – о-ль: A⁰+e→A^-

Метод электронно-ионного баланса. Правила: 1. При избытке кислорода в исх в-х в кислой: [O²⁻]+2H⁺=H₂O; в щелочной и нейтральной: [O²⁻]+H₂О=2ОН⁻ 2. При недостатке кислорода в исх в-х в кислой и нейтральной: H₂O=[O²⁻]+2H⁺; в щелочной: 2ОН⁻=[O²⁻]+H₂О -е – ок-е, в-ль; +е – в-е, ок-ль.

22. Важнейшие окислители и восстановители. Роль соединения в овр, исходя из степени окисления элемента.

Важнейшие окислители и восстановители. Окислители – атомы, находящиеся в max С.О. Восстановители – неМе в min С.О. Роль соединения в ОВР, исходя из степени окисления элемента. S^-2 - H₂S_, K₂S увел. С.О. (в-ль) S⁺⁴ - SO₂, H₂SO₃, Na₂SO₃ увел. С.О. (в-ль), но может и умен. (о-ль), S⁺⁶ - SO₃, H₂SO₄, Na₂SO₄ умен. С.О. (о-ль) S⁰ - умен. С.О. (о-ль) и увел. (в-ль). Элемент в низшей С.О. – только в-ль, в высшей – только о-ль, в промежуточной – может и то и то.

23. Стандартные электродные потенциалы. Электрохимический ряд напряжений металлов. Зависимость химической активности металла от значения потенциала. Взаимодействие металлов с солями и кислотами.

Е⁰ – Стандартный электродный потенциал. Значение измеряют в растворах с концентрацией 1 моль/л, давление 1атм=100 Па, t=25^оС=298К, его замеряют относительно водородного электрода. Для водорода Е⁰=0. По значению Е⁰ металлы располагаются в электрохимическом ряду напряжений металлов. Исходя из положения в ряду можно судить о хим активности атома Ме и иона Ме. При увеличении потенциала: -ум-е акт-ти Ме⁰; -ув-е акт-ти иона Ме⁺ⁿ; -ум-е хим акт-ти. Взаимодействие металлов с солями 1. Ме с меньшим значением потенциала вытесняют из солей Ме с большим значением. 2. Соль+Ме=новая соль+новый Ме, если: -Ме нах-ся в ряду напряжений до Ме, образующего соль; -образуется растворимая соль. Взаимодействие металлов с кислотами 1. К-та+Ме=соль+H, если: -Ме нах-ся в ряду напряжений до H; -образуется расворимая соль; -к-та растворима. 2. Щелочные Ме для р-ций с р-ми к-т не берут, т.к. они взаимодействуют в первую очередь с водой.

24. Уравнение Нернста. Гальванические элементы. Эдс гальванического элемента.

Уравнение Нернста: , где: E – электродный потенциал (Вт), E⁰ – стандартный электродный потенциал (Вт); R – универсальная газовая постоянная, равная 8.31 Дж/(моль·K); T – абсолютная температура; F – постоянная Фарадея ( 96500 Кл/моль); n – число моль электронов, участвующих в процессе; – концентрация металла, входящего в электрохимич ур-ие. Путём преобразований получаем это ур-ие в след-ем виде: Гальванический элемент – устр-во, в к-ом преобразуется ок-в-ая энергия в электричество. В г эл-те процесс ок-ия и в-ия протекает в разных местах, соединённых проводником, в к-ом возникает постоянный эл ток. На аноде – окисление (-), на катоде – восстановление (+) ЭДС=Е_к(о-я)–Е_а(в-я) >0 (Е_к и Е_а рассчитываются по ур-ию Нернста).