ответы на лабораторные по химии. ответы по химии. Задача химии. Значение химии

• Название: Задача химии. Значение химии
• Анкор: ответы на лабораторные по химии
• Дата: 16.01.2022
• Размер: 270 Kb.
• Имя файла: ответы по химии.doc
• Тип: Задача; #332470
• страница: 5 из 5

Оптич. св-во:

Если пропускать пучок света через совершенно прозрачный кол. раствор, то он станов. видимым.

Элект. св-во:

Частицы дисперсной фазы перемещаются к аноду при возд.пост.эл.тока, а частицы дисперсионной среды – к катоду. Дисп. фаза несет на себе заряд противоп.заряду среды.

Вопрос 29. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Ионно-электронный метод уравнивания ОВР. Термодинамическая вероятность протекания ОВР.

ОВР-реакции, протекающие с изменением степени окисления.

Степень окисления - условный заряд, вычисленный в предположении, что соед-е сост. только из атомов, ионов и электронов. ОВР сост. из процессов окисления и восстановления. Окисление-процесс отдачи электронов. Восстановление-процесс присоед-я эл-в, понижение ст.окисления. окислитель всегда восстанавливается и наоборот.

Любая ОВР состоит из процессов окисления и восстановления:

Окисление – это процесс отдачи электронов при этом происходит понижение степени окисления.

Восстановление – это процесс присоединения электронов, при этом происходит понижение степени окисления.

Реакции, в кот. ок-ль. и восст-ль предс. собой различные ве-ва наз. межмолеклярными. Если ок-ль и восс-ль атомы одной молекулы - внутримолекулярные.

Разновидностью ОВР является - р-я диспропорционирования, т.е. самопроизв-го окисления или восстановления, это ок-е или восс-е атомов или ионов одной и той же молекулы.

Любую реакцию ОВР рассматривают исходя из осн. определения реакции с переносом электрона для составления электронного баланса и применяют метод полуреакции (электронно-ионный).

Стадии окисления и восст-я разделены: 1.установление формул исх. в-в и продуктов реакции. 2.опред. степени окисления элементов. 3.опред. числа эл-в, отдаваемых восст-ем и приним-х ок-лем. 4.опред. коэффициентов при всех веществах.

Направление по энергии Гиббса. G<0 – в прямом направлении
Вопрос 30. Электродный потенциал. Стандартный электродный потенциал. Водородный потенциал. Уравнение Нернста.

Электродный потенциал

Электрохимические процессы – процессы взаимопревращения хим. и электрич-ой форм энергии, протекающие на электродах.

Электрод – любой металл или токопроводящий материал, погруженный в р-р электролита. Между ними подвижное равновесие: Меⁿ⁺+ne^-=Me⁰. при погружении Ме в р-р нач-ся сложное взаимодействие Ме с компонентами р-ра электролита. Гидратированные ионы Ме, находящиеся у поверхности электрода, и оставшиеся на Ме избыточные электроны, образуют две противозаряженные плоскости, аналогичные обкладке плоского конденсатора. И на границе раздела возникает двойной электрич-й слой. Переход ионов Ме с электрода в раствор приводит к равновесному состоянию системы, потенциал на поверхности Ме равновесный и зависит от св-в Ме и концентрации его ионов в р-ре.

Стан-й водородный потенциал: 2H⁺+2e^-=H₂⁰

Ст.электр.потенциал Ме:

Электродный потенциал, измеренный относительно стандартного водородного потенциала при условии, что концентрация свободных гидратированных ионов Ме равна 1 моль/л раствора электролита.

Уравнение Нернста: OX+ne^-=Red,

Ox-окисленная форма, Red-восстановленная.

потенциал: φ_ox/red= φ⁰_ox/red –(RT/nF)ln(Cox/Cred),

R-газ.пост.=8, 31, F-пост.Фарадея, n-число ℮, переданных окислителем. Или:

φ_ox/red= φ⁰_ox/red –(0,058/n)lg(Cox/Cred),
Вопрос 31. Гальванический элемент: устройства, протекающие процессы на аноде и катоде.

Гальваническими пер­вичными элементами называют устройства для прямого преоб­разования химической энергии заключенных в них реагентов в электрическую. Реагенты (окислитель и восстановитель) входят непосредственно в состав гальванического элемента и расходу­ются в процессе его работы. После расхода реагентов элемент не может больше работать, Таким образом, это источник тока одноразового действия, поэтому его еще называют первичным химическим источником тока.

Емкость элемента — это количество электричества, которое источник тока отдает при разряде. Она определяется массой реагентов в элементе, их эквивалентом и степенью пре­вращения.

Важной характеристикой элемента служит удельная энергия, т. е. энергия, отнесенная к единице массы или объема элемента. Так как при увеличении тока напряжение элемента падает, то энергия и удельная энергия элемента также падают.

Гальванический элемент – состоит из 2 полуэлементов окислительно-восстановительных систем, соед-х между собой Ме-м проводником.

В качестве анодов обычно применяются электроды из цинка и магния, катодов — электроды из оксидов металлов (марганца, меди, ртути, серебра) и хлоридов (меди и свинца) на графите, а также кислородный электрод.

Процессы:

1.окисления на аноде(-)

2.восстановления на катоде(+)

3.движение эл-в во внешней цепи

4.движение ионов в растворе.
Вопрос 32. ЭДС и энергия Гиббса гальванического элемента.

ЭДС, Энергия Гиббса

Эдс-максимальная разность потенциалов электродов, кот.м.быть получена при работе гальв-го эл-та:

E = φ_k – φ_a. Е Всегда>0! и поэтому φ_k > φ_a

Важной характеристикой элемента служит удельная энергия, т. е. энергия, отнесенная к единице массы или объема элемента. Так как при увеличении тока напряжение элемента падает, то энергия и удельная энергия элемента также падают. Более высо­кую удельную энергию можно получить в элементах с большим значением ЭДС, малой поляризацией, малыми значениями элек­трохимических эквивалентов и высокими степенями превращения реагентов.

∆G=-nFE, F-пост.Фарадея=96500 Кл, n-число эл-в, принимающих участие в ОВР.

Влияние условий: 1.природа реагир-х ве-в. 2.концентрация. 3.температура. 4.хар-р среды
Вопрос 33. Электролиз. Законы Фарадея. Электрохимический эквивалент. Выход по току.

Электролиз – ОВ процесс, протекающий при прохождении тока через раствор или расплав электролита.

При электролизе происходит превращение эл. энергии в химическую.

На аноде(+) - процессы окисления, на катоде(-) - восстановления.

Хар-р протекания зависит от: 1. состав электролита. 2. материал электрода. 3. режим электролиза (t, напряжение, плотность тока)

Законы Фарадея:

1. при электролизе данного электролита кол-во в-ва, выделяющегося на электродах, прямо пропорционально кол-ву электричества, прошедшего через раствор и не зависит от его концентрации и температуры.

M=k*Q, m=k*I*t

2. массы прореагировавших на электродах веществ при пост. ко-век электричества относятся друг к другу как молярные массы их эквивалентов.

m1/m2=Э1/Э2

m=A*I*t/n*F,

плотность тока i=I/S

выход по току Вт=m_пр/m_теор*100%-кол-во электричества, кот. пошло на восстановление Ме: m=A*I*t/nF *Вт

Электрохимическим эквивалентом называется реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим способом эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакци­ях. Моль вещества эквивалента содержит 6,02-1023 эквивален­тов.

Вопрос 34. Поляризация, ее причины. Перенапряжение.

Равновесные потенциалы электродов могут быть определены в условиях отсутствия в цепи тока. При прохождении электрического тока потенциалы элект­родов изменяются. Изменение потенциала электрода при про­хождении тока называется поляризацией:

∆Е=Е_i-Е_Р

где ∆Е — поляризация; Е_i — потенциал электрода при прохожде­нии тока; Е_р — равновесный потенциал.

Термин «поляризация» употребляется не только для обозна­чения величины изменения потенциала, но и самого явления изменения потенциала при прохождении тока.

Из закона Фарадея следует, что ток про­порционален количеству вещества, прореагировавшего на элек­троде в единицу времени, т. е. скорости электрохимической реак­ции. Поэтому значение тока может быть использовано для количественной оценки скорости электрохимической реакции. Так как электроды могут быть разными по площади, то в зави­симости от площади электрода при одном и том же потенциале могут быть разные токи. Поэтому скорость реакции обычно отно­сят к единице площади поверхности. Отношение тока I к площа­ди электрода называют плотностью тока i:

i= I/S.

Величину поляризацию электрода можно определить по разности между потенциалом при прохождении тока Е_i и равновесным потенциала Eр. Скорость электрохимической реакции может быть уве­личена повышением поляризации; или поля­ризация одного и того же электрода тем вы­ше, чем больше плотность тока.

Любая электрохимическая реакция протекает минимум в три стадии: а) подвод реагентов к электроду; б) собственно электрохимическая реакция, которая может включать в себя и химические реакции; в) отвод продуктов реакции от электрода. Если бы все эти стадии протекали мгновен­но, то потенциал электрода при прохождении тока не изменялся бы и соответственно поляризация была бы равна нулю. Однако все три стадии протекают с конечными скоростями, причем одна из них лимитирует всю реакцию и для ее ускорения необходимо изме­нение потенциала электрода, т. е. поляризация. Следовательно, возникновение поляризации обусловлено замедленностью отдель­ных стадий электрохимического процесса. Соответственно в зависимости от характера замедленной стадии на электроде воз­никает или концентрационная, или электрохимическая поляри­зация.

Концентрационная поляризация. Изменение потенциала элек­трода вследствие изменения концентрации реагентов в приэлектродном слое при прохождении тока называется концентрационной поляризацией.

Электрохимическая поляризация (перенапряжение). Измене­ние потенциала, обусловленное замедленностью собственно электрохимических стадий реакций, называется электрохимичес­кой поляризацией (перенапряжением). Замедленность электрохимических стадий объяс­няется существенной перестройкой структуры реагирующих час­тиц в ходе реакции. Как и при химической реакции, электрохи­мические процессы происходят лишь тогда, когда реагирующие частицы обладают энергией, которая больше или равна энергии активации.

Скорость электрохимических реакций, как и химических, мо­жет быть увеличена повышением температуры и применением катализатора. При повышении температуры растет доля актив­ных молекул, при применении катализатора снижается энергия активации. Энергия активации электрохимической реакции мо­жет быть также снижена при изменении потенциала электрода по сравнению с его равновесным потенциалом, т. е. при поляри­зации. А так как при уменьшении энергии активации растет ско­рость реакции, то увеличение поляризации приводит к ускорению электрохимической реакции, т. е. к повышению плотности тока. И чем больше энергия активации процесса, т. е. чем медленнее процесс протекает в прямом и обратном направлениях при рав­новесии, тем большая поляризация требуется для обеспечения определенной скорости электрохимического процесса, выражае­мой через плотность тока. Связь между электрохимическим перенапряжением ∆Е_ЭЛ и плотностью тока выражается уравнением Тафеля:

∆Е_эд=±(а + b lgi)

Знак «+» относят к анодному пере­напряжению, а знак «—» — к катод­ному.

Электрохимическое перенапряжение может быть снижено применением электродов-катализаторов. Электрохимичес­кая поляризация уменьшается с увеличением температуры и кон­центрации реагента и не зависит от перемешивания раствора, так как плотность тока при одном и том же токе снижается с увеличением поверхности электрода, то перенапряжение может быть снижено увеличением площади электродов.

Вопрос 35. Электролиз расплавов и растворов на растворимых и нерастворимых электродах. Последовательность разряда ионов при электролизе на аноде и катоде.

Электролиз расплава

Н-р NaCl

1. восстановление ионов Na на катоде 2. окисление хлорид-ионов на аноде. При прох.тока изм-ся потенциалы электродов. Возникает электродная поляризация. Потенциал катода стан-ся более отриц-м, анода - положит-м.

Электролиз раствора

Характер окислительных процессов зависит от материала электрода – инертные(нерастворимые) и растворимые(активные).

Процессы:

На аноде: 1. в первую очередь окисляются простые анионы в порядке возрастания их потенциалов, не превышающих 1,5В

2. при электролизе водных растворов содержащих кислотосодержащие анионы на аноде окисляется вода по реакции 2H₂O=O₂+4H⁺+4e^-

А при использовании растворимых анодов электроны отдает сам анод за счет окисления Ме.

На катоде: 1. в первую очередь окисляются катионы Ме, имеющие стандартный электродный потенциал > чем у водорода

2. катионы Ме с малым станд. потенциалом от Li до Al не восстанавливаются, вместо них восстанавливаются молекулы воды 2Н⁺+2е^-=Н₂↑

3. катионы Ме, имеющие ст.эл.пот. < чем у водорода и > чем у Al восст-ся вместе с водой.

На аноде в первую очередь окисляются ионы с наименьшим электродным потенциалом, а на катоде – с наибольшим.