Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия.

Принцип Ле Шателье— если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.

18) Цепные реакции — химические и ядерные реакции, в которых появление активной частицы (свободного радикала или атома в химических, нейтрона в ядерных процессах) вызывает большое число (цепь) последовательных превращений неактивных молекул или ядер. Свободные радикалы или атомы в отличие от молекул обладают свободными ненасыщенными валентностями (непарным электроном), что приводит к их взаимодействию с исходными молекулами. При первом же столкновении свободного радикала (R°) с молекулой происходит разрыв одной из валентных связей последней, и, таким образом, в результате реакции образуется новая химическая связь и новый свободный радикал, который в свою очередь реагирует с другой молекулой — происходит цепная реакция.

Фотохи́мия — раздел химии, изучающий химические превращения (химия возбужденных состояний молекул, фотохимические реакции), протекающие под действием света в диапазоне от дальнего ультрафиолета до инфракрасного излучения. Многие важнейшие процессы, происходящие в окружающей среде и в нас самих, имеют фотохимическую природу. Достаточно назвать такие явления, как фотосинтез, зрение и образование озона в атмосфере под действием УФ-облучения.

19) Гомогенный катализ, ускорение химической реакции в присутствии катализатора, который находится в одной фазе с исходными реагентами (субстратами) в газовой фазе или растворе. При гомогенном катализе, как и при гетерогенном, катализатор в реакции не расходуется, однако является ее необходимым участником; без катализатора реакция протекает гораздо медленнее или не идет вовсе. Механизм гомогенно-каталитических реакций. Можно выделить сравнительно небольшую группу процессов, в которых участие катализатора не связано с образованием определенного химического соединения с субстратом. К таким процессам относится, например, катализ парамагнитными частицами синглет-триплетного превращения карбенов (изменяется электронный спин молекулы) или орто-, пара-превращение Н2 (изменяется ядерный спин). Формально к гомогенному катализу можно отнести газофазные реакции рекомбинации атомов и простейших радикалов в присутствии химически инертных частиц, которые, участвуя в тройном соударении, обеспечивают отвод энергии, выделяющейся при образовании химической связи. Однако в огромном большинстве случаев механизм гомогенного, как и гетерогенного катализа, включает более или менее сложное химическое превращение катализатора в реакциях.

При гетерогенном катализе ускорение процесса обычно происходит на поверхности твердого тела — катализатора, поэтому активность катализатора зависит от величины и свойств его поверхности. На практике катализатор обычно наносят на твердый пористый носитель. Механизм гетерогенного катализа сложнее, чем у гомогенного. Механизм гетерогенного катализа включает пять стадий, причем все они обратимы.

1. Диффузия реагирующих веществ к поверхности твердого вещества

2. Физическая адсорбция на активных центрах поверхности твердого вещества реагирующих молекул и затем хемосорбция их

3. Химическая реакция между реагирующими молекулами

4. Десорбция продуктов с поверхности катализатора

5. Диффузия продукта с поверхности катализатора в общий поток

Примером гетерогенного катализа является окисление SO2 в SO3 на катализаторе V2O5 при производстве серной кислоты (контактный метод)

Автокатализ — катализ химической реакции одним из её продуктов или исходных веществ. Одним из наиболее широко известных примеров автокатализа является окисление щавелевой кислоты перманганатом калия:

2MnO4− + 5C2O42− + 16H+ = 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O

Катализатором этой реакции являются ионы Mn2+. При комнатной температуре эта реакция вначале протекает медленно, но по мере накопления в растворе продукта-катализатора, она ускоряется.

Ферментативный катализ- биокатализ, ускорение химических реакций под влиянием ферментов. В основе жизнедеятельности лежат многочисленные химические реакции расщепления питательных веществ, синтеза необходимых организму химических соединений и трансформации их энергии в энергию физиологических процессов (работа мышц, почек, нервная деятельность и т.п.). Все эти реакции не могли бы происходить с необходимой для живых организмов скоростью, если бы в ходе эволюции не возникли механизмы их ускорения с помощью Ф. к.

Одно время считалось, что Ф. к. принципиально отличается от небиологического катализа, широко используемого в химическом производстве. Такое представление основывалось на трёх отличительных

Тема 4

20) Диспе́рсная систе́ма — это образования из двух или более числа фаз (тел), которые совершенно или практически не смешиваются и не реагируют друг с другом химически. Первое из веществ (дисперсная фаза) мелко распределено во втором (дисперсионная среда)..Обычно дисперсные системы — это коллоидные растворы, золи. К дисперсным системам относят также случай твёрдой дисперсной среды, в которой находится дисперсная фаза.

1) аэродисперсные (газодисперсные) системы с газовой дисперсионной средой: аэрозоли (дымы, пыли, туманы), порошки, волокнистые материалы типа войлока.

2) Системы с жидкой дисперсионной средой; дисперсная фаза м. б. твердой (грубодисперсные суспензии и пасты, высокодисперсные золи и гели), жидкой (грубодисперсные эмульсии, высокодисперсные микроэмульсии и латексы) или газовой (грубодисперсные газовые эмульсии и пены).

3) Системы с твердой дисперсионной средой: стеклообразные или кристаллич. тела с включениями мелких твердых частиц, капель жидкости или пузырьков газа, напр., рубиновые стекла, минералы типа опала, разнообразные микропористые материалы.

Суспе́нзия— смесь веществ, где твёрдое вещество распределено в виде мельчайших частичек в жидком веществе во взвешенном (неосевшем) состоянии. Суспензия — это грубодисперсная система с твёрдой дисперсной фазой и жидкой дисперсионной средой. Обычно частицы дисперсной фазы настолько велики (более 10 мкм), что оседают под действием силы тяжести (седиментируют). В концентрированных суспензиях легко возникают дисперсные структуры. Типичные суспензии — пульпы, буровые промывочные жидкости, цементные растворы, эмалевые краски. Широко используются в производстве керамики.

Эму́льсия— дисперсная система с жидкой дисперсионной средой и жидкой дисперсной фазой. Эмульсии состоят из несмешиваемых жидкостей. Например, молоко — одна из первых изученных эмульсий, в нём капельки жира распределены в водной среде. Эмульсии низкой концентрации — неструктурированные жидкости. Высококонцентрированные эмульсии — структурированные системы.

21) Упаривание, разбавление, концентрирование, смешивание растворов.

Растворимость -выражается концентрацией растворённого вещества в его насыщенном растворе либо в процентах, либо в весовых или объёмных единицах, отнесённых к 100 г или 100 см³ (мл) растворителя (г/100 г или см³/100 см³). Растворимость газов в жидкости зависит от температуры и давления. Растворимость жидких и твёрдых веществ — практически только от температуры.

22) Сильные электролиты — химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы.Степень диссоциации таких электролитов близка к 1.К сильным электролитам относятся многие неорганические соли, некоторые неорганические кислоты и основания в водных растворах, а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью (спирты, амиды и др.).

Слабые электролиты — химические соединения, молекулы которых даже в сильно разбавленных растворах незначительно диссоциированны на ионы, которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами. К слабым электролитам относится большинство органических кислот и многие органические основания в водных и неводных растворах. почти все органические кислоты и вода;некоторые неорганические кислоты: HF, HClO, HClO2, HNO2, HCN, H2S, HBrO, H3PO4,H2CO3, H2SiO3, H2SO3 и др.;некоторые малорастворимые гидроксиды металлов: Fe(OH)3, Zn(OH)2 и др.; а также гидроксид аммония NH4OH.

В одоро́дный 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: Для определения значения pH растворов широко используют несколько методик. Водородный показатель можно приблизительно оценивать с помощью индикаторов, точно измерять pH-метром или определять аналитически путём, проведением кислотно-основного титрования. В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода ([H+]) и гидроксид-ионов ([OH−]) одинаковы и составляют 10−7 моль/л, это напрямую следует из определения ионного произведения воды, которое равно [H+] · [OH−] и составляет 10−14 моль²/л² (при 25 °C).Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, говорят, что раствор имеет нейтральную реакцию. При добавлении к воде кислоты концентрация ионов водорода увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении основания — наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает. Когда [H+] > [OH−] говорят, что раствор является кислым, а при [OH−] > [H+] — щелочным.

Тема 5

23) Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции (ОВР) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем. Сте́пень окисле́ния— вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций, численная величина электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов. Восстановители

Окислители: Металлы, водород, уголь, окись углерода (II) (CO).Сероводород (H2S);оксид серы (IV) (SO2);сернистая кислота H2SO3 и ее соли. Галогеноводородные кислоты и их соли. Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3. Азотистая кислота HNO2; аммиак NH3; NH2NH2; оксид азота(II) (NO).Катод при электролизе.

Галогены:Перманганат калия(KMnO4);манганат калия (K2MnO4);оксид марганца (IV) (MnO2).Дихромат калия (K2Cr2O7);хромат калия (K2CrO4).Азотная кислота (HNO3).Серная кислота (H2SO4) конц.Оксид меди(II) (CuO);оксид свинца(IV) (PbO2);оксид серебра (Ag2O);пероксид водорода (H2O2).Хлорид железа(III) (FeCl3).Бертоллетова соль (KClO3).Анод при электролизе.

24) Электрохи́мия — раздел химической науки, в котором рассматриваются системы и межфазные границы при протекании через них электрического тока, исследуются процессы в проводниках, на электродах (из металлов или полупроводников, включая графит) и в ионных проводниках (электролитах). Электрохимия исследует процессы окисления и восстановления, протекающие на пространственно-разделённых электродах, перенос ионов и электронов. Прямой перенос заряда с молекулы на молекулу в электрохимии не рассматривается.

Электроли́ты — вещества, расплавы или растворы, которые проводят электрический ток вследствие диссоциации на ионы, однако сами вещества не проводят электрический ток. Примерами электролитов могут служить растворы кислот, солей и оснований. Электролиты — проводники второго рода, вещества, которые в растворе (или расплаве) состоят полностью или частично из ионов, и обладающие вследствие этого ионной проводимостью.

Электрод (электрохимия),Ион, подвижность ионов, Анод, Катод,Потенциал, Стандартный электродный потенциал, Электропроводность, Электролит.

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

Возникновение двойного электрического слоя на границе металл- электролит

При контакте поверхности металлического электрода с электролитом в силу второго закона термодинамики неизбежно начинается переход ионов металла и свободных электронов в раствор. Поскольку энергии взаимодействия электронов и ионов металла с молекулами и ионами растворителя различны, то и количество в раствор зарядов различных знаков не одинаково. В результате поверхность раздела фаз приобретает электрический заряд , который притягивает из раствора гидратированные ионы противоположного знака и соответсвующим образом ориентирует диполи молекул растворителя.

26) Основополагающим звеном для понимания электрохимических процессов является ряд напряжения металлов. Металлы можно расположить в ряд, который начинается с химически активных и заканчивается наименее активными благородными металлами:

Li, Rb, К, Ва, Sr, Ca, Mg, Al, Be, Mn, Zn, Cr, Ga, Fe, Cd, Tl, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, As, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.

27) Основу химических источников тока составляют два электрода (анод, содержащий окислитель, и катод, содержащий восстановитель), контактирующих с электролитом. Между электродами устанавливается разность потенциалов — электродвижущая сила, соответствующая свободной энергии окислительно-восстановительной реакции. Действие химических источников тока основано на протекании при замкнутой внешней цепи пространственно-разделённых процессов: на катоде восстановитель окисляется, образующиеся свободные электроны переходят, создавая разрядный ток, по внешней цепи к аноду, где они участвуют в реакции восстановления окислителя.В современных химических источниках тока используются:в качестве восстановителя (на катоде) — свинец Pb, кадмий Cd, цинк Zn и другие металлы;в качестве окислителя (на аноде) — оксид свинца(IV) PbO2, гидроксооксид никеля NiOOH, оксид марганца(IV) MnO2 и другие;в качестве электролита — растворы щелочей, кислот[1] или солей.

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. Сейчас широко распространены следующие гальванические элементы: угольно-цинковые (солевые)щелочные (жаргонное название — алкалиновые)никельоксигидроксидные (NiOOH)литиевые.

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.

Максимально возможный полезный заряд аккумулятора называется зарядной ёмкостью, или просто ёмкостью. Ёмкость аккумулятора — это заряд, отдаваемый полностью заряженным аккумулятором при разряде до наименьшего допустимого напряжения. В системе СИ ёмкость аккумуляторов измеряют в кулонах, на практике часто используется внесистемная единица — ампер-час. 1 А⋅ч = 3600 Кл.

28) Электро́лиз — физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных реакций на электродах, который возникает при прохождении электрического тока через раствор либо расплав электролита.Упорядоченное движение ионов в проводящих жидкостях происходит в электрическом поле, которое создается электродами — проводниками, соединёнными с полюсами источника электрической энергии. Анодом при электролизе называется положительный электрод, катодом — отрицательный[1]. Положительные ионы — катионы — (ионы металлов, водородные ионы, ионы аммония и др.) — движутся к катоду, отрицательные ионы — анионы — (ионы кислотных остатков и гидроксильной группы) — движутся к аноду.

28) При электрролизе растворов кроме ионов самого вещества в процессе учавствуют ионы растворителя. При электролизе расплавов - только ионы самого вещества. Для того, чтобы получить нужный продукт (газ, металл или неметалл), нужно правильно выбрать электрод и раствор электролита. Электродами могут служить любые материалы, проводящие электрический ток. В основном применяют металлы и сплавы, из неметаллов электродами могут служить, например, графитовые стержни (или углерод). Реже в качестве электрода используют жидкости. Электрод, заряженный положительно - анод. Электрод, заряженный отрицательно - катод. При электролизе происходт окисление анода (он растворяется) и восстановление катода. Именно поэтому анод следует брать таким, чтобы его растворение не повлияло на химический процесс, протекающий в растворе или расплаве. Такой анод называют инертным электродом. При электролизе расплавов в процессе учавствуют только ионы вещества, которое подвергается электролизу. Например, если подвергнуть электролизу расплав поваренной соли (NaCl), то на аноде будет выделяться тот же газ - хлор, а вот на катоде вместо водорода будет восстанавливаться чистый металл - натрий (Na). Именно таком способом в промышленности получают металлический натрий и другие щелочные и щелочноземельные металлы.

29) Электрохимические процессы широко применяются в различных областях современной техники, в аналитической химии, биохимии в химической промышленности. При этом одни вещества получают путем восстановления на катоде, другие электроокислением на. аноде. В металлургическом производстве электролизом из растворов получают многие химически чистые металлы: медь, цинк, никель, кобальт, кадмий, марганец. При этом катод изготавливается из металла, который будет восстанавливаться из раствора и наращивать электрод, или из инертного материала (для получения металлического порошка). Анод изготавливают из графита. Раствор электролита представляет собой продукт физической и химической переработки полиметаллических руд. Этот метод также широко используется при электрорафинировании металлов. Например, рафинирование черного никеля, содержащего примеси цинка и меди, осуществляют в электролизере, содержащем в качестве электролита слабый раствор поваренной соли (хороший проводник, обеспечивает низкое сопротивление прохождению тока через раствор).

Закон Фарадея- масса m вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна электрическому заряду q, прошедшему через электролит.

Второй закон Фарадея- электрохимические эквиваленты различных веществ относятся, как их химические эквиваленты. Химическим эквивалентом иона называется отношение молярной массы A иона к его валентности z. .

30)Виды коррозийных разрушений: Виды коррозионных разрушений разнообразны. По характеру разрушения различают: равномерную (поверхностную) коррозию;