Ответы на билеты. Состояние любого электрона в атоме может быть охарактеризовано с помощью набора четырех квантовых чисел

• Название: Состояние любого электрона в атоме может быть охарактеризовано с помощью набора четырех квантовых чисел
• Анкор: Ответы на билеты.doc
• Дата: 24.12.2017
• Размер: 250.5 Kb.
• Имя файла: Ответы на билеты.doc
• Тип: Документы; #12815
• Категория: Химия
• страница: 4 из 5

Растворимость газов в жидкости, с ростом температуры растворимость уменьшается. Закон Генри: при постоянной температуре растворимость газа, выраженная в весовых единицах пропорциональна давлению газа над жидкостью, С/P=K1/K2=Г - константа Генри. C=Г*p концентрация пропорциональна давлению. Полностью закон Генри выполняется для идеальных газов, дающих в итоге идеальные растворы. Закон Дальтона: при растворении смеси газов в жидкости растворимость каждого компонента пропорциональна его парциальному давлению. Закон распределения: отношение концентрации одного вещества растворенного в двух соприкасающихся фазах другого вещества есть величина постоянная при Т=const, она называется коэффициентом распределения L. Закон распределения применяется в технике (при экстракции стали из шлака), используется при глубокой очистке полупроводниковых материалов (метод плавки по закону распределения).

1 закон Рауля: давление пара растворителя над раствором всегда ниже давления пара над чистым растворителем. Вызвано это тем, что часть поверхности раствора занята гидратированными частицами растворимого вещества, испарение растворителя затруднено. Могут быть и отклонения от прямолинейной зависимости. По величине отклонения можно судить насколько система далека от идеального состояния. А по характеру отклонения, каков характер зависимости между компонентами в реальной системе. Т.к. давление пара раствора меньше, то растворы должны кипеть при t более высокой, а замерзать при t менее низкой, чем чистые растворители. 2 закон Рауля: повышение температуры кипения раствора и понижение температуры его замерзания пропорциональны молярной концентрации раствора, ∆Тк=Кэ*См, ∆Тз=Кз*См, См - молярной концентрации раствора, Кэ и Кз - константы, характеризующие растворитель, Кэ – эбулиоскопическая, Кз – криоскопическая, ∆Т не зависит от природы растворенного вещества, а определяется природой растворителя и числом молей растворенного вещ-ва. Если определяется ∆Тк, то метод носит название эбулиоскопия, ∆Тз – криоскопия.

Электролиты - вещества, которые в растворе или расплаве полностью или частично состоят из ионов, заряженных частиц, проводники 2 рода. При прохождении электрического тока через электролиты происходит электролиз. Растворы электролитов не подчиняющиеся законам Рауля, кипят при температуре большей, и замерзают при температуре меньшей, чем растворы не электролитов той же молекулярной концентрации. Теория электролитической диссоциации: согласно Аррениусу электролиты при растворении или плавлении распадаются на ионы, при этом каждый ион – самостоятельная частица. В результате диссоциации моляльная концентрация увеличивается, отсюда отклонение от закона Рауля. Степень полярности молекул характеризуется величиной диэлектрической проницаемости растворителя Е, чем больше Е, тем ярче выражена полярность.

По интенсивности диссоциации электролиты делятся на слабые и сильные. Сильные диссоциируют нацело – процесс необратим. Процесс диссоциации слабых электролитов обратим. α-степень диссоциации, доля молекул растворенного электролита, распавшаяся на ионы. Для сильных альфа = 1, для слабых альфа < 1. В физ химии степень диссоциации определяют измеряя электропроводность электролита, χ(каппа)=1/ρ – удельная электропроводность, λ – эквивалентная электропроводность. С ростом разбавления альфа увеличивается, α=λ/λ(беск), λ(беск) – электропроводность при бесконечном разбавлении. Константа диссоциации: A2B=2A(+)+B(-), Кд=C(A+)^2*C(B-)/Cм, См – концентрация не диссоциировавших молекул. Закон разведения Оствальда: Кд= С*α^2. По мере уменьшения концентрации степень концентрации увеличивается. Закон разбавления Оствальда, через электропроводность: Кд=( λ^2*C)/( λ(беск)*( λ(беск)-λ).

Состояние сильных электролитов в растворе: истинная степень диссоциации в растворах сильных электролитов примерно равна 1, действуют мощные электростатические силы между ионами. Возникновение ионных атмосфер: измерим диссоциацию через степень электропроводимости, при пропускании тока ион тащит за собой ионы противоположного знака, что тормозит его перемещение отсюда и снижение электропроводности, а следовательно снижение диссоциации, каждый ион является центром своей атмосферы. Разбавление увеличивает растояния между ионами, уменьшает из взаимодействие, что приводит к увеличению электропроводности за счет роста скорости ионов, а не за счет роста степени диссоциации. Для растворов сильных электролитов введено понятие активности или активной концентрации. Активность – величина, подстановка которой в термодинамические уравнения для идеальных систем, позволяет использовать их для реальных систем. Активность учитывает все виды взаимодействия между ионами. В качестве стандартного – принимают состояние полной диссоциации, при отсутствии осложняющего воздействия ионов друг на друга. а=γ*с, где а-активность, γ-коэффициент активности, с-концентрация.

Дистиллированная вода в малом количестве проводит ток: c=5.48*10^-8 Ом^-1*см^-1, H₂0«H⁺+OH^- - 57.54кДж/моль, процесс эндотермический => K_д=[H⁺][OH^-]/[H₂0]=1.86*10^-18 (t=22^o), в знаменателе – концентрация недиссоциированных молекул воды. K_Д[H₂O]=[H⁺][OH^-]=K_В – ионное произведение воды. Поскольку процесс диссоциации воды – эндотермический, то с ростом температуры диссоциация воды будет усиливаться, а значит ионное произведение воды будет увеличиваться. Договорились степень кислотности растворов оценивать при помощи водородного показателя pH=-lg[H⁺], нейтральный раствор pH=7, кислый - pH<7, щелочной - pH>7. Индикаторы - это слабые органические кислоты или основания, которые меняют окраску в зависимости от [H⁺].

Гидролиз - разложение солей под действием воды. С точки зрения теории электрической диссоциации, кислота – вещество, которое в водном растворе отщепляет только Н⁺, а основания - OH^-. Реакция между кислотой и основанием – нейтрализации. Амфолиты – вещества, которые в зависимости от среды могут диссоциировать по схеме кислоты или основания. Гидролиз – процесс обратный реакции нейтрализации, приводит к образованию основания и кислоты. Если растворяем соль в воде, то соль диссоциирует на ионы, одновременно вода диссоциируетт на Н⁺ и ОН^-. Ионы соли могут связываться с Н⁺ и ОН^-, если степень связанности Н⁺ с ионами соли будет >, чем ОН^-, то раствор соли перейдет в щелочную реакцию, если будут > связаны ОН^-, то в кислую. Константа гидролиза К_Г – это константа равновесия реакции гидролиза. Примеры гидролиза: 1)соль слабой кислоты и сильного основания, CH3COONa«CH3COO^-+Na⁺, H20« Н⁺+ OH^- | CH3COONa+ H20® CH3COOH+NaOH, К_Г =[CH3COOH]*[OH^-]/[CH3COO^-], К_ДCH3COOH =[CH3COOH^-]*[H⁺]/[CH3COOH], Кв=[OH]*[H⁺], K_Г = [CH3COOH]*[OH^-]*[H⁺]/[CH3COO^-]*[H⁺], К_Г = Кв/К_Д[CH3COOH]. 2)соль слабой двухосновной кислоты и сильного основания, а)Na2CO3+H20=NaHCO3+NaOH, б)NaHCO3 +H20= NaOH+H2CO3. 3)cоль сильной кислоты и слабого основания, NH4Cl+H20=HCL+NH4OH. 4)соль сильной кислоты и слабого многоатомного основания Al₂CO₃®AlOHCl2®Al(OH)2Cl®Al(0H)3. 5)соль сильной кислоты и сильного основания, KNO3+H2O=KOH+HNO3, гидролизу не подвергается. 6)соль слабой кислоты и слабого основания, CH3COONH4+H20=CH3COOH+NH4OH, К_Г = Кв/(К_{Д CH3COOH}К_{Д NH4OH}), если кислота сильнее основания , то кислая реакция, если основание сильнее, то щелочная. 7)соль очень слабой кислоты и очень слабого основания, Al2S3+6H20=2Al(OH)3¯+3H2S2­, соль подвергается полному гидролитическому разложению. Степень гидролиза h=(число гидролизованных молей соли)/(общ число растворенных молей соли)*100%, h увеличивается с ростом t и с ростом разбавления.

В кислой среде для уравнивания окислительно-восстановительных реакций прибавляется H⁺ или H2O, по выгоде, в случае щелочной среды вода прибавляется туда, где больше атомов кислорода, далее считается разность по кислороду она умножается на 2 и коэффициент ставится при гидроксиле OH^-, в случае нейтральной среды слева H2O, а справа - что удобно получить. 2KMnO4+Na2SO3+2KOH= 2K2MnO4+Na2SO4+H2O, 2KMnO4+5Na2SO3+3H2SO4= 2MnSO4+2Na2SO4+3H2O+K2SO4.

Электрод – проводник 1 рода, погруженный в раствор электролита в условиях прохождения через него тока. В объеме металла устанавливается подвижное равновесие: Ме=Meⁿ⁺+ n*ē. При погружении электрода в воду катионы металла гидратируются полярными молекулами воды и переходят в раствор, Meⁿ⁺+ mH₂O=Me_рⁿ⁺*mH₂O. Поверхность электрода заряжается отрицательно за счет оставшихся электронов, из-за этого перешедшие в раствор катионы не могут отойти от электрода, создается – двойной электрический слой, его толщина зависит от: концентрации раствора, Т, заряда металла. Пограничный слой жидкости заряжается положительно, поверхность металла отрицательно, возникает скачок электрического потенциала – электродный потенциал. Потенциал, отвечающий состоянию равновесия, когда скорость перехода ионов в раствор равна скорости их осаждения – равновесный потенциал.

Гальванический элемент – любое устройство, дающее возможность получать электрический ток за счет проведения той или иной химической реакции. Рассмотрим систему, в которой медь и цинк в виде пластинок помещены в растворы своих солей, разделенных пористой керамической перегородкой – диафрагмой. При разомкнутой внешней цепи электроды приобретают равновесные потенциалы, которые отличаются и по знаку и по величине. При замыкании внешней цепи на некоторое сопротивление электроны от цинкового электрода перемещаются к медному. На электродах нарушается равновесие: Ме+mH₂O=Meⁿ⁺+nH₂O+n*ē. Получают развитие две реакции: на катоде – окисление Zn=Zn²⁺+2ē, на аноде – восстановление Cu²⁺+2ē=Сu⁰. В связи с восстановлением катионов у медного электрода накапливается избыток анионов SO₂^2-, а у цинкового электрода их недостаток. Эти анионы начинают перемещаться через полупроницаемую перегородку, замыкая цепь. Причина возникновения тока – разность потенциалов на электродах. ЭДС – максимальная разность потенциалов, отвечающая обратимым условиям работы гальванического элемента, равна алгебраической сумме отдельных скачков потенциалов на границах раздела фаз, образующих элемент. Гальваническая цепь – последовательная совокупность скачков потенциалов на поверхностях раздела, отвечающих данному гальваническому элементу. (-)Zn|ZnSO₄||CuSO₄|Cu(+), E(эдс)=φ₁+φ₂+φ₃+φ₄, φ₂ можно пренебречь.

ЭДС гальванического элемента зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации и температуры.1)Зависимость от природы веществ: M+N²⁺= M²⁺+N, ∆G=-Aм1, Aм1=E1*n*Ф => ∆G1=-E1*n*Ф, E1=-∆G1/(n*Ф), Ам1 – максимальная полезная работа реакции. При наличии исходных термохимических данных можно рассчитать ЭДС. 2)Зависимость от температуры: ∆G=∆H+T*(d∆G/dT)p, ∆G=-E*n*Ф, ∆H=-Q(-)p, Q(-)p=E*n*Ф=T*n*Ф*dE/dT, A=E*n*Ф => Q(-)p=A+q, Q – теплота реакции, выделяющаяся ил поглощающаяся при ее необратимом проведении. Если реакция протекает обратимо, то часть энергии реакции превращается в работу А, а часть q остается в виде теплоты в элементе, q характеризует связанную энергию. (d∆G/dT)p=-∆S => ∆S=n*Ф*dE/dT. Если dE/dT>0, то ЭДС растет с ростом Т. 3)Зависимость от концентрации веществ: A+B=2D, ∆G=-R*T*lnKc-+R*T*ln(Cd^2/[Ca*Cb]), ∆G=-E*n*Ф и поделим на –n*Ф, E=E0-R*T* ln(Cd^2/[Ca*Cb])/(n*Ф). Е0 – стандартная ЭДС элемента, она отвечает случаю равенства 1 концентраций всех веществ, т.е. ∆G0.

В настоящее время невозможно рассчитать или экспериментально определить абсолютное значение скачка потенциала на отдельно взятом электроде. Поэтому значение потенциала на электроде всегда определяется по отношению к эталонному электроду, потенциал которого условно принимается = 0. В электрохимии таким электродом является нормальный водородный элемент (н.в.э.). Потенциал н.в.э. при определенных условиях = 0. В стеклянный сосуд сложной формы залит раствор серной кислоты такой концентрации, что [H⁺]»1 г-ион/л. Платиновая чернь (губчатая пластина) – платиновый электрод, Р=1атм. Водород омывает платину, растворяется в ней. Насыщенная водородом платина начинает вести себя как водородный электрод, т.е. H⁺+ē=1/2H₂. Скачок потенциала на границе 2H⁺½H₂ имеет определенную величину, которую принимают за 0. За величину электродного потенциала данного электрода принимается ЭДС гальванического элемента, составленного из исследуемого электрода и н.в.э. Электродному потенциалу присваивается знак, одинаковый со знаком заряда данного электрода в паре с н.в.э. j_Me=j⁰_Me+RT/nФ*ln[Meⁿ⁺], j⁰ -стандартное значение потенциала. Для сильно разбавленных растворов активность можно заменить концентрацией, при Т=298К j_Ме=j⁰_Ме+0.059/n*lg[Me_рⁿ⁺] – формула Нернста. Если все металлы выстроить в ряд по величинам их j⁰, то мы получим ряд напряжений. В ряду напряжений j_Н=0. Все металлы, расположенные в ряду напряжений выше Н имеют j⁰<0, ниже - j⁰>0. В водородном электроде протекает реакция: H⁺+ē=H, n=1, j_H=j⁰_H+0.059/1*lg[H⁺], j⁰_H=0 по условию, тогда j_H =0.059lg[H⁺], pH=-lg[H⁺] => j_H=-0.059pH. Если из потенциала более положительного электрода вычесть потенциал менее положительного: Cu – Zn, E=j_Cu-j_Zn=j⁰_Cu-j⁰_Zn+RT/nФ*ln([Cu²⁺]/[Zn²⁺])=E⁰-RT/(nФ)*ln([Zn²⁺]/[Cu²⁺]), n=2, E⁰=j⁰_Cu-j⁰_Zn, E⁰ – экспериментальное = 1.087В, DE=0.016B - диффузионный скачок потенциалов на границе 2 растворов, необходимо учитывать при расчете.

Электролиз - это окислительно-восстановительный процесс, протекающий при прохождении постоянного тока через раствор или расплав электролита. Сущность электролиза: на катоде(-) идет процесс восстановления, на аноде(+) – процесс окисления. Различают первичные (электронный) и вторичные (химический) процессы. Последовательность разряда ионов в водных растворах, вода частично ионизирована. На катоде в 1 очередь восстанавливается тот катион, j которого более +. Все металлы можно разделить на 3 группы. 1-я группа – с наименьшей алгебраической величиной j⁰ - от Li до Al (включительно). При электролизе водных растворов, содержащих ионы металлов 1-й группы на катоде идет только процесс восстановление катионов Н⁺. 2-я группа - со средней алгебраической величиной j⁰, от Mn до Fe (Fe³⁺). При электолизе водных растворов, содержащих ионы Ме 2ой группы на катоде идут 2 процесса: Meⁿ⁺+nē®Me^°, H⁺+ē®H. h= (m1/m2)*100% - выход по току, отношение практически полученного на катоде вещества к теоретически возможному, которое должно было бы выделиться по закону Фарадея. 3-я группа – с наибольшей алгебраической величиной j⁰, все Ме, расположенные в ряду напряжений после Н. На катоде – только восстановление катионов Ме, Меⁿ⁺+nē®Ме^°. Порядок окисления анионов на аноде: на аноде в 1-ю очередь окисляется анион, j которого более отрицателен. 1)Нерастворимый анод (графит, уголь, Pt, Au, Ir). В 1-ю очередь окисляются анионы бескислородных кислот. Если этих ионов, то если среда щелочная, окисляются анионы гидроксила. Если среда кислая или нейтральная, то имеет место прямое окисление воды. 2)Растворимый анод, имеет место процесс растворения Ме анода с образованием катионов Ме.1) CuCl₂, электроды угольные, к катоду катионы Cu и катионы H⁺, но медь из 3ей группы, где идет процесс восстановления катионв Ме, катод Cu²⁺+ 2к ® Cu^°, анод 2Cl^- - 2к ® Cl₂. 2)CuCl₂, электроды медные: катод: Cu²⁺+ 2ē®Cu^°, анод Cu-2ē®Cu²⁺. 3)Раствор K2SO4, угольные электроды, среда нейтральная: катод 2H₂O+2ē®H2­+2OH^-, раствор приобретает щелочную реакцию, анод H₂O-2ē®2H⁺+1/2О₂­.

Первый закон: при электролизе данного электролита количества веществ, выделяющихся на электродах, прямо пропорционально количеству электричества, прошедшему через электролит, m=q*I*t, q – электрохимический эквивалент. Второй закон: при электролизе различных электролитов одинаковые количества электричества выделяют на электродах такие количества веществ, которые прямо пропорциональны их химическим эквивалентам. При прохождении 1 фарадея (96500 Кл) электричества на электродах выделяется 1 г-экв вещества. Закон Фарадея: m=q*I*t*η. Электрический эквивалент q’ (при прецизионных измерениях) – количество вещества в мг, выделяющееся на электродах при прохождении 1 Кл электричества, q’=Э’/Ф, Э’ – мг-экв. В технике q – количество вещества в г, выделяющееся на электродах при прохождении 1 А*ч электричества, q=Э/Ф, Э – г-экв. Удельный расход энергии при электролизе: W=U*I*t/m=U/(q*η), [Вт*ч/г].

В процессе электролиза всегда возникает некоторая разность потенциалов, направленная противоположно той, которая накладывается извне. Это явление носит название поляризации, различают химическую и концентрационную. Химическая обусловлена химическими изменениями на поверхности электрода. Концентрационная поляризация: концентрация потенциалопределяющих ионов у анода и катода в процессе электролиза будет различаться, у катода она меньше равновесной, у анода – больше. Возникает концентрационный элемент, ЭДС которого направлена навстречу внешней ЭДС, она может быть уменьшена путем перемешивания раствора. Напряжение разложения – наименьшее значение внешней ЭДС, при достижении которого начинается длительный электролиз (с выделением его продуктов). Перенапряжение – это разность между напряжением разложения, фактически необходимым для протекания электролиза в данной электрохимической системе, и ЭДС гальванического элемента, отвечающего этой системе. Вред перенапряжения: добавочный расход электроэнергии, польза: удается получать электролизом водных растворов металлы, потенциалы которых отрицательны.