1 Атомномолекулярное учение

Название	1 Атомномолекулярное учение
Анкор	HIMIYA.docx
Дата	12.07.2018
Размер	0.54 Mb.
Формат файла
Имя файла	HIMIYA.docx
Тип	Закон #21412
страница	4 из 5

1 2 3 4 5

Гидро́лиз (от др.-греч. ὕδωρ — вода и λύσις — разложение) — один из видов химических реакций сольволиза, где при взаимодействии веществ с водой происходит разложение исходного вещества с образованием новых соединений. Механизм гидролиза соединений различных классов: соли, углеводы, белки, сложные эфиры, жиры и др. имеет существенные различия.

1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):

$\mathsf{co_3^{2-} + h_2o \rightarrow hco_3^- + oh^-}$

$\mathsf{na_2co_3 + h_2o \rightarrow nahco_3 + naoh}$

(раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону):

$\mathsf{cu^{2+} + h_2o \rightarrow cuoh^+ + h^+}$

$\mathsf{cucl_2 + h_2o \rightarrow cuohcl + hcl}$

(раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

Гидролиз по аниону и катионы (полный гидролиз) - гидролиз соли образованной слабым основанием и слабой кислотой. В результате полного гидролиза среда остается нейтральной (в зависимости от силы образовавшейся кислоты и основания возможно небольшое подщелачивание или подкисление среды) (pH

7). Лакмус и фенолфталеин не изменяют цвет.

Примеры полного гидролиза:

1. Гидролиз CuS: CuS + 2Н2О => Cu(OH)2 + H2S

Факторы, влияющие на гидролиз. 1) Повышение температуры приводит к смещению равновесия в сторону продуктов реакции. 2)Увеличение концентрации в сторону исходных веществ приводит к смещению равновесия в сторону продуктов реакции. 3)Увеличение концентрации продуктов реакции приводит к подавлению гидролиза и смещению равновесия в сторону исходных веществ.

7)Окислительно-восстановительные реакции. Степень окисления. Окисление и восстановление. Важнейшие окислители и восстановители. Окислительно-восстановительная двойственность. Типы ОВР. Метод электронного баланса. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы. Направление протекания ОВР. Ряд напряжений металлов. Гальванический элемент, ЭДС гальванического элемента. Практическое использование ОВР (батарейки, аккумуляторы).

Электролиз. Катодные и анодные процессы при электролизе. Законы Фарадея. Практическое применение электролиза. Коррозия металлов. Химическая и электрохимическая коррозия. Методы защиты от коррозии

Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции, ОВР, редокс (от англ. redox ← reduction-oxidation — окисление-восстановление) — 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.

Окисление, восстановление

В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов — окисление. При окислении степень окисления повышается:

${\mbox {h}}_{2}^{0} - 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow 2 {\mbox {h}}^{+}$

$2{\mbox {hal}}^{-} - 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {hal}}_{2}^{0}$

Процесс присоединения электронов — восстановление. При восстановлении степень окисления понижается:

${\mbox {hal}}_{2}^{0} + 2{\mbox {e}}^{-} \rightarrow 2{\mbox {hal}}^{-}$

${\mbox {cr}}^{+6} + 6{\mbox {e}}^{-} \rightarrow {\mbox {cr}}^{0}$

Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а которые отдают электроны — восстановителями.

Сте́пень окисле́ния (окислительное число, формальный заряд) — 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.

Окислительно-восстановительная двойственность – это способность атома, находящегося в промежуточной степени окисления, быть как восстановителем, так и окислителем, в зависимости от того, с каким веществом он реагирует.

(Подробнее об окислителях, восстановителях, промежуточной степени окисления можно узнать в предыдущем разделе).

Например, окислительно-восстановительную двойственность проявляют все неметаллы (кроме фтора и кислорода), нитриты, сульфиты, некоторые сложные вещества:

+4 +3
SO2, HNO2

Окислительно-восстановительные реакции можно разделить на три группы в зависимости от того, где находятся атомы элемента окислителя и восстановителя.

Реакции межатомного и межмолекулярного окисления-восстановления представляют собой реакции, в которых окислитель и восстановитель являются разными веществами. Сюда относятся, например, простейшие реакции соединения и замещения:

O₂⁰

+

2Mg⁰

=

2Mg⁺²O^–2

2KJ^–

+

Cl₂⁰

=

2KCl + J₂.

окисл.

восст.

восст.

окисл.
Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) представляют собой реакции, в которых восстановителями являются атомы элементов с промежуточной степенью окисления у одного и того же вещества. В данном случае они реагируют друг с другом как восстановитель и окислитель и способны отдавать и принимать электроны, переходя один в низшую, другой в высшую степени окисления.

Например:

Сl₂⁰	+ H₂O = HCl ^–1 + HCl⁺¹O.
окисл., восст.

Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления, в которых степень окисления разных атомов изменяется внутри одной и той же молекулы. Чаще всего это происходит из-за термического разложения вещества. Например:

2Hg⁺²O ^–2 = 2Hg⁰ + O₂⁰

N ^–3H₄N⁺⁵O₃ = N₂⁺¹O + 2H₂O.

Метод электронного баланса — один из методов уравнивания окислительно-восстановительных реакций (ОВР).Заключается в том чтобы на основании степеней окисления расставить коэффициенты в ОВР.Для правильного уравнивания следует придерживаться определённой последовательности действий:

Найти окислитель и восстановитель.
Составить для них схемы (полуреакции) переходов электронов, отвечающие данному окислительно-восстановительному процессу.
Уравнять число отданных и принятых электронов в полуреакциях.
Просуммировать порознь левые и правые части полуреакций.
Расставить коэффициенты в уравнении окислительно восстановительной реакции.

Окислительно-восстановительный потенциал (редокс-потенциал от англ. redox — reduction-oxidation reaction, E_h или Eh) — мера способности химического вещества присоединять электроны (восстанавливаться^[1]). Окислительно-восстановительный потенциал выражают в милливольтах (мВ). Примером окислительно-восстановительного электрода: Pt/Fe3+,Fe2+ Окислительно-восстановительный потенциал определяют как электрический потенциал, устанавливающийся при погружении платины или золота (инертный электрод) вокислительно-восстановительную среду, то есть в раствор, содержащий как восстановленное соединение (A_red), так и окисленное соединение (A_ox). Если полуреакцию восстановления представить уравнением:

A_ox + n·e⁻ → A_red,

то количественная зависимость окислительно-восстановительного потенциала от концентрации (точнее активностей) реагирующих веществ выражается уравнением Нернста.

Окислительно-восстановительный потенциал определяют электрохимическими методами с использованием стеклянного электрода с red-ox функцией^[2] и выражают в милливольтах (мВ) относительно стандартного водородного электрода в стандартных условиях.

Электрохимический ряд активности (ряд напряжений, ряд стандартных электродных потенциалов) металлов — последовательность, в которой металлы расположены в порядке увеличения их стандартных электрохимических потенциалов φ⁰, отвечающих полуреакции восстановления катиона металла Meⁿ⁺: Meⁿ⁺ + nē → Me

Li→Rb→K→Ba→Sr→Ca→Na→Mg→Al→Mn→Zn→Cr→Fe→Cd→Co→Ni→Sn→Pb→H→Sb→Bi→Cu→Hg→Ag→Pd→Pt→Au

Ряд напряжений характеризует сравнительную активность металлов в окислительно-восстановительных реакциях в водных растворах.

Гальвани́ческий элеме́нт — химический источник электрического тока, основанный на взаимодействии двух металлов и (или) их оксидов в электролите, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока. Назван в честь Луиджи Гальвани

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.

Явление электролиза широко применяется в современной промышленности. В частности, электролиз является одним из способов промышленного получения алюминия, водорода, а также гидроксида натрия, хлора, хлорорганических соединений^[^{источник не указан 1318 дней}^], диоксида марганца^[2], пероксида водорода. Большое количество металлов извлекаются из руд и подвергаются переработке с помощью электролиза (электроэкстракция, электрорафинирование). Также, электролиз является основным процессом, благодаря которому функционирует химический источник тока.

Электролиз находит применение в очистке сточных вод (процессы электрокоагуляции, электроэкстракции, электрофлотации)

Первый закон Фарадея

В 1832 году Фарадей установил, что масса m вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна электрическому заряду q, прошедшему через электролит:
$m=k\cdot q=k\cdot i\cdot t$
если через электролит пропускается в течение времени t постоянный ток с силой тока I. Коэффициент пропорциональности

называется электрохимическим эквивалентом вещества. Он численно равен массе вещества, выделившегося при прохождении через электролит единичного электрического заряда, и зависит от химической природы вещества.

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. Поэтому электрохимический эквивалент

$k \ = \ { 1 \over f } \cdot { a \over z }$

где

— постоянная Фарадея.

Второй закон Фарадея записывается в следующем виде:

$</h2>m=\frac{m{\cdot}i{\cdot}{\delta}t}{n{\cdot}f}$

где

— молярная масса данного вещества, образовавшегося (однако не обязательно выделившегося — оно могло и вступить в какую-либо реакцию сразу после образования) в результате электролиза, г/моль;

— сила тока, пропущенного через вещество или смесь веществ (раствор, расплав), А; $</h2>{\delta}t$ — время, в течение которого проводился электролиз, с;

— постоянная Фарадея, Кл·моль⁻¹;

— число участвующих в процессе электронов, которое при достаточно больших значениях силы тока равно абсолютной величине заряда иона (и его противоиона), принявшего непосредственное участие в электролизе (окисленного или восстановленного). Однако это не всегда так; например, при электролизе раствора соли меди(II) может образовываться не только свободная медь, но и ионы меди(I) (при небольшой силе тока).

1 2 3 4 5