Химия ответы на вопросы. 1. Строение вещества и реакционная способность. Строение атома

• Название: 1. Строение вещества и реакционная способность. Строение атома
• Анкор: Химия ответы на вопросы
• Дата: 11.10.2022
• Размер: 352.12 Kb.
• Имя файла: Химия ответы на вопросы.docx
• Тип: Документы; #727791
• страница: 3 из 3

Электрохимическая система - система: - состоящая из двух электродов и находящегося с ними в контакте проводника второго рода (электролита); - в которой могут протекать как минимум одна электрохимическая реакция окисления и одна электрохимическая реакция восстановления вещества.

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

Двойной электрический слой (межфазный) (ДЭС) — слой ионов, образующийся на поверхности частиц в результате адсорбции ионов из раствора, диссоциации поверхностного соединения или ориентирования полярных молекул на границе фаз. Ионы, непосредственно связанные с поверхностью, называются потенциалоопределяющими. Заряд этого слоя компенсируется зарядом второго слоя ионов, называемых противоионами.

Стадии электродных процессов.

Любая протекающая на электроде реакция, т. е. электродный процесс, включает несколько последовательных стадий:

1) ион водорода из глубины раствора подходит к границе двойного электрического слоя и затем через диффузную часть двойного электрического слоя — к поверхности электрода на расстояние толщины плотной части двойного электрического слоя, где может произойти перескок электрона с электрода на ион;

2) подошедший к поверхности электрода ион водорода разряжается (т. е. на него переходит электрон с электрода) и на электроде образуется адсорбированный атом водорода;

3) адсорбированный атомный водород удаляется с поверхности электрода с образованием молекулярного водорода, причем, как будет показано ниже, удаление атомного водорода с поверхности электрода может быть осуществлено различными путями.

32. Гальванические элементы.

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. Переход химической энергии в электрическую энергию происходит в гальванических элементах.

33. Стандартный водородный электрод и водородная шкала потенциалов. Ряд стандартных электродных потенциалов.

Стандартный водоро́дный электро́д — электрод, использующийся в качестве электрода сравнения при различных электрохимических измерениях и в гальванических элементах. Стандартный водородный электрод представляет собой платиновую пластинку, покрытую платиновой чернью, на которую подается газообразный водород с давлением в 1 атм. и погруженную в водный раствор, содержащий ионы водорода с активностью равной 1. Потенциал стандартного водородного электрода при стандартных условиях (101 325 Па, 298 К) принят равным 0.

Для определения потенциалов электродов по водородной шкале собирают гальванический элемент, одним из электродов которого является измеряемый, а вторым – стандартный водородный электрод.

Электродный потенциал по водородной шкале Е_э – это ЭДС электрохимической системы, в которой справа расположен данный электрод, а слева – стандартный водородный электрод

Стандартные электродные потенциалы металлов указывают на меру окислительно-восстановительной способности металла и его ионов. Металлы в виде простых веществ – восстановители, ионы металлов – окислители.

Чем наиболее отрицателен электродный потенциал, тем выше способность металла посылать ионы в раствор и тем сильнее проявляет себя металл как восстановитель (например, Li, Na, K). И наоборот, чем наиболее положителен потенциал металлического электрода, тем большей окислительной способностью обладают его ионы.

Активные металлы начала ряда, а также щелочные и щелочноземельные вытесняют водород из воды.

34. Электродвижущая сила гальванических элементов. Окислительно-восстановительные электроды.

Причиной возникновения электрического тока в гальваническом элементе является разность электродных потенциалов двух окислительно-восстановительных систем. Эту разность обозначают символом ∆Е и называют электродвижущей силой (ЭДС) гальванического элемента. Поскольку ЭДС - величина положительная, её находят кАк разность между большим (катод) и меньшим (анод) значениями электродных потенциалов:

∆Е = Е_{(катода)} – Е_(анода).

Существуют растворы, содержащие в своем составе два вещества, в которых атомы одного и того же элемента находятся в разной степени окисленности. Такие растворы называются иначе окислительно-восстановительными системами или редокс-системами (от латинского «reduction» – восстановление и«oxydation»– окисление).

Присутствующие в растворе молекулы или ионы, содержащие в своем составе атомы элемента с более высоким значением степени окисления, называются при этом окисленной формой, а те частицы, в состав которых входят атомы элемента с меньшей степенью окисления – восстановленной формой.

35. Сущность электролиза, отличие его от процессов, происходящих в гальванических элементах. Последовательность разрядки ионов на катоде и аноде.

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.

Причиной и следствием
В электролизе реакция идет под действием эл тока, а в гальваническом элементе эл ток вырабатывается в результате реакции

Электролиз – это окислительно-восстановительный процесс, при котором полупроцессы окисления и восстановления отделены друг от друга в пространстве. Полупроцессы при электролизе называются: анодным окислением и катодным восстановлением.

Принципиальное различие в действии гальванического элемента и электролизной ячейки (электролизера) заключается в том, что процессы, протекающие в них, имеют противоположные направления (рис. 3):

1. 
   гальванический элемент – это источникэлектрического тока, а электролизер –потребительэлектрического тока;
   
2. 
   в гальваническом элементе химическаяэнергия превращается вэлектрическую, в электролизере –электрическаяэнергия превращается вхимическую;
   
3. 
   в замкнутой гальванической цепи электрохимические процессы окисления и восстановления протекают самопроизвольно, в электролизере электрохимические процессы окисления и восстановления идут только под внешнимвоздействием электрического тока;
   
4. 
   в гальваническом элементе отрицательный электрод – анод, аположительный электрод – катод;
   

в электролизере, наоборот, отрицательный электрод – катод, аположительный электрод – анод.

Как в гальваническом элементе, так и в электролизере на отрицательном электроде создается избыток электронов, на положительном электроде – недостаток электронов.

Можно было бы ожидать, что при разряде положительных ионов (катионов) на катоде легче всего будут разряжаться те из них, которым отвечает наибольшее значение положительного потенциала. Анало­гично при переходе с анода в раствор каких-либо положительных ио­нов (анодное растворение вещества) легче всего в раствор будут пере­ходить те из них, которым отвечает наибольшее значение отрицательно­го потенциала. Однако указанная последовательность разряда ионов и их образования на электродах часто нарушается из-за перенапряже­ния. Например, при электролизе кислого раствора сульфата цинка на катоде в первую очередь должны были бы разряжаться водородные ионы, а затем ионы цинка, так как потенциал Е⁰Н,/2Н⁺=0,000 в, а Е⁰ Zn/Znⁱ+=—0,76 в. Но так как перенапряжение водорода на цинке очень велико (0,70в), то факти­чески в указанных условиях будет выделяться и цинк. Таким образом, при электролизе на катоде легче всего будут разряжаться те ионы, для которых суммарное зна­чение потенциала и перенапряжение наиболее велико.

Перенапряжения при катодном выделении металлов ΔЕ^K, сравни­тельно невелики. Точные данные для них отсутствуют. Для ряда ме­таллов, как-то цинк, кадмий, серебро, золото, значение ΔЕ^K прибли­жается к нулю. Для железа ΔЕ^K =0,24 в, а для никеля ΔЕ^K=0,23 в.

36. Законы Фарадея. Выход по току.

Количество веществ, образующихся при электролизе на электродах, можно рассчитать, пользуясь двумя законами электролиза, установленными Фарадеем в 1833 г. которые с учетом современной терминологии можно сформулировать в следующем виде:

1) количество вещества, испытавшего электрохимические превращения на электроде, прямо пропорционально количеству прошедшего электричества;

2) массы прореагировавших на электродах веществ при постоянном количестве электричества относятся друг к другу как молярные массы их эквивалентов.

Для расчетов используют математическое выражение обобщенного закона Фарадея:

,

где:	Э – эквивалентная масса вещества (молярная масса эквивалента); F– постоянная Фарадея, равная 96500 Кл/моль;. I – сила тока, А; t – время проведения электролиза, с; М – молярная масса вещества; n – число отданных или принятых электронов; К – электрохимический эквивалент вещества.

Практический расход тока при электролизе вследствие протекания побочных процессов (взаимодействие полученных веществ с электродом или электролитом) превышает его количество, рассчитанное согласно закону Фарадея. Следовательно, практическая масса полученных веществ отличается от теоретически рассчитанной. Отношение массы практически полученного вещества к теоретически рассчитанной массе, выраженное в процентах, называется выходом вещества по току:



37. Электролитическое получение и рафинирование металлов.

Электролитическим рафинированием получают металлы высокой степени чистоты (99,95—99,995%). Такие металлы по сравнению с технически чистыми металлами обладают более высокими электрической проводимостью, пластичностью, светоотражательной способностью, а некоторые металлы, например алюминий, отличаются высокими антикоррозионными свойствами.

Сущность электролитической очистки металла от примесей заключается в анодном растворении в электролите технического металла (Ме_т) и получении металла в чистом виде (Ме_ч) катодным восстановлением его катионов из электролита.

38. Основы гальванических методов нанесения металлических покрытий.

Гальваника - это технологический процесс получения металлических покрытий путем осаждения требуемого элемента на поверхность детали из раствора солей.

Гальванические покрытия могут быть получены химическим и электрохимическим способом. Электрохимическим называется способ получения металлического неорганического покрытия в электролите под действием электрического тока от внешнего источника. Химическим называется способ получения металлического неорганического покрытия в растворе солей без наложения на него электрического тока.

Процесс электролиза состоит из следующих этапов:

• 
  получение в электролите ионов осаждаемого металла;
  
• 
  перенос полученных ионов к детали-катоду;
  
• 
  переход ионов металла в атомарное состояние;
  
• 
  осаждение атомов на поверхности детали;
  
• 
  формирование кристаллической решетки.
  

39. Аккумуляторы.

Аккумуляторы — это химические источники тока с обратимым процессом: они могут отдавать энергию, преобразуя химическую энергию в электрическую, или накапливать энергию, преобразуя электрическую энергию в химическую.

40. Коррозия металлов. Основные виды коррозии.

Корро́зия, ржавление, ржа — это самопроизвольное разрушение металлов в результате химического или физико-химического взаимодействия с окружающей средой. В общем случае это разрушение любого материала, будь то металл или керамика, дерево или полимер.

Виды коррозии металлов

Наиболее часто встречаются следующие виды коррозии металлов:

1. 
   Равномерная – охватывает всю поверхность равномерно
   
2. 
   Неравномерная
   
3. 
   Избирательная
   
4. 
   Местная пятнами – корродируют отдельные участки поверхности
   
5. 
   Язвенная (или питтинг)
   
6. 
   Точечная
   
7. 
   Межкристаллитная – распространяется вдоль границ кристалла металла
   
8. 
   Растрескивающая
   
9. 
   Подповерхностная
   

41. Классификация коррозионных процессов.
Химическая коррозия металлов  — это результат протекания таких химических реакций, в которых после разрушения металлической связи, атомы металла и атомы, входящие в состав окислителей, образуют химическую связь. Электрический ток между отдельными участками поверхности металла в этом случае не возникает. Такой тип коррозии присущ средам, которые не способны проводить  электрический ток – это газы, жидкие неэлектролиты.

Химическая коррозия металлов бывает газовой и жидкостной.

 

Газовая коррозия металлов – это результат действия агрессивных газовых или паровых сред на металл при высоких температурах, при отсутствии конденсации влаги на поверхности металла. Это, например, кислород, диоксид серы, сероводород, пары воды, галогены. Такая коррозия в одних случаях может привести к полному разрушению металла (если металл активный), а в других случаях на его поверхности может образоваться защитная пленка (например, алюминий, хром, цирконий).

 

Жидкостная коррозия металлов– может протекать в таких неэлектролитах, как нефть, смазочные масла, керосин и др. Этот тип коррозии при наличии даже небольшого количества влаги, может легко приобрести электрохимический характер.

• 
  Почвенная коррозия – в зависимости от состава почв, а также ее аэрации, коррозия может протекать более или менее интенсивно. Кислые почвы наиболее агрессивны, а песчаные – наименее.
  
• 
  Аэрационная коррозия — возникает при неравномерном доступе воздуха к различным частям материала.
  
• 
  Морская коррозия – протекает в морской воде, в связи с наличием в ней растворенных солей, газов и органических веществ.
  
• 
  Биокоррозия – возникает в результате жизнедеятельности бактерий и других организмов, вырабатывающих такие газы как CO₂, H₂S и др., способствующие коррозии металла.
  
• 
  Электрокоррозия – происходит под действием блуждающих токов на подземных сооружениях, в результате работ электрических железных дорог, трамвайных линий и других агрегатов.
  
• 
  Коррозия в растворах электролитов — в растворах кислот, оснований, солей, в природной воде.
  
• 
  Атмосферная коррозия – в атмосферных условиях и в среде любого влажного газа. Это самый распространенный вид коррозии.
  

42. Электрохимическая коррозия.
Электрохимическая коррозия - наиболее распространенный вид коррозии металлов, это разрушение металла в среде электролита с возникновением внутри системы электрического тока.

Электрохимическая коррозия металлов – это процесс  разрушения металлов в среде различных электролитов, который сопровождается возникновением внутри системы электрического тока.

При таком типе коррозии атом удаляется из кристаллической решетки  результате двух сопряженных процессов:

• 
  Анодного – металл в виде ионов переходит в раствор.
  
• 
  Катодного – образовавшиеся при анодном процессе электроны, связываются деполяризатором (вещество — окислитель).
  
• 
  Сам процесс отвода электронов с катодных участков называется деполяризацией, а вещества способствующие отводу – деполяризаторами.
  

Наибольшее распространение имеет коррозия металлов с водородной и кислородной деполяризацией.

• 
  Почвенная коррозия – в зависимости от состава почв, а также ее аэрации, коррозия может протекать более или менее интенсивно. Кислые почвы наиболее агрессивны, а песчаные – наименее.
  
• 
  Аэрационная коррозия — возникает при неравномерном доступе воздуха к различным частям материала.
  
• 
  Морская коррозия – протекает в морской воде, в связи с наличием в ней растворенных солей, газов и органических веществ.
  
• 
  Биокоррозия – возникает в результате жизнедеятельности бактерий и других организмов, вырабатывающих такие газы как CO₂, H₂S и др., способствующие коррозии металла.
  
• 
  Электрокоррозия – происходит под действием блуждающих токов на подземных сооружениях, в результате работ электрических железных дорог, трамвайных линий и других агрегатов.
  
• 
  Коррозия в растворах электролитов — в растворах кислот, оснований, солей, в природной воде.
  
• 
  Атмосферная коррозия – в атмосферных условиях и в среде любого влажного газа. Это самый распространенный вид коррозии.
  

43. Методы борьбы с коррозией металлов: защитные покрытия, легирование, электрохимическая защита.

Основной способ защиты от коррозии металла – это создание защитных покрытий – металлических, неметаллических или химических.

Металлические покрытия.

Металлическое покрытие наносится на металл, который нужно защитить от коррозии, слоем другого металла, устойчивого к коррозии в тех же условиях. Если металлическое покрытие изготовлено из металла с более отрицательным потенциалом (более активный) , чем защищаемый, то оно называется анодным покрытием. Если металлическое покрытие изготовлено из металла с более положительным  потенциалом (менее активный), чем защищаемый, то оно называется катодным покрытием.

Например, при нанесении слоя цинка на железо, при нарушении целостности покрытия, цинк выступает в качестве анода и будет разрушаться, а железо защищено до тех пор, пока не израсходуется весь цинк. Цинковое покрытие является в данном случае анодным.

Катодным покрытием для защиты железа, может, например, быть медь или никель. При нарушении целостности такого покрытия, разрушается защищаемый металл.

Неметаллические покрытия.

Такие покрытия могут быть неорганические (цементный раствор, стекловидная масса) и органические (высокомолекулярные соединения, лаки, краски, битум).

Химические покрытия.

В этом случае защищаемый металл подвергают химической обработке с целью образования на поверхности пленки его соединения, устойчивой к коррозии. Сюда относятся:

оксидирование – получение устойчивых оксидных пленок (Al₂O₃, ZnO и др.);

фосфатирование – получение защитной пленки фосфатов (Fe₃(PO₄)₂, Mn₃(PO₄)₂);

азотирование – поверхность металла (стали) насыщают азотом;

воронение стали – поверхность металла взаимодействует с органическими веществами;

цементация – получение на поверхности металла его соединения с углеродом.

Изменение состава технического металла также способствует повышению стойкости металла к коррозии. В этом случае в металл вводят такие соединения, которые увеличивают его коррозионную стойкость.

Изменение состава коррозионной среды (введение ингибиторов коррозии или удаление примесей из окружающей среды) тоже является средством защиты металла от коррозии.

Электрохимическая защита основывается на присоединении защищаемого сооружения катоду внешнего источника постоянного тока, в результате чего оно становится катодом. Анодом служит металлический лом, который разрушаясь, защищает сооружение от коррозии.

Протекторная защита – один из видов электрохимической защиты – заключается в следующем.

К защищаемому сооружению присоединяют пластины более активного металла, который называется протектором. Протектор – металл с более отрицательным потенциалом – является анодом, а защищаемое сооружение – катодом. Соединение протектора и защищаемого сооружения проводником тока, приводит к разрушению протектора.

44. Ингибиторы коррозии.

Ингибиторы коррозии – вещества, которые, находясь в коррозионной среде в достаточной концентрации, сильно замедляют либо вообще прекращают коррозионное разрушение металла .  Ингибитором коррозии может быть как одно соединение, так и смесь нескольких.

По  типу среды ингибиторы коррозии различают:

- ингибиторы нейтральных коррозионных сред;

- атмосферной коррозии;

- ингибиторы кислых сред;

- сероводородной коррозии;

- ингибиторы нефтяных сред.

Классификация ингибиторов коррозии по механизму действия:

- пассивирующие ингибиторы;

- адсорбционные ингибиторы.