Шпоры по терминам. Материя веществополе Веществоформа существования материи, состоящая из частиц. Поле
 Скачать 107 Kb.
|
|
****************************************************** Химия- наука, изучающая вещества и процессы их превращения, сопровождающиеся изменением состава и структуры. Изучает материальный мир. Материя = вещество+поле Вещество-форма существования материи, состоящая из частиц. Поле-форма существования материи, которая характеризуется и проявляется энергией, хотя обладает и массой. Посредством поля осуществляется связь и взаимодействие м/у частицами в-ва. Свойства: Дискретность- любое поле или тело составлено из элементарных частиц-микрополей, микрочастиц. Взаимопревращение- всё многообразие макрообъектов возникает из многообразия сочетаний из ограниченного числа микрообъектов. Движение- на разных стадиях организации материи, её видам присущи свои виды. Хим. форма- форма движения материи, когда из одних веществ, могут быть получены новые вещества. Основные законы: Закон сохранения материи Ломоносова- в изолированной системе сумма масс и энергии постоянна. Хим. элемент- вид атомов с одинаковым зарядом ядер. Атом- наименьшая частица элемента, сохраняющая его свойства. Молекула- наименьшая частица индивидуального вещества, обладающая его основным хим. свойствами и состоящая из одинаковых или различных атомов. Закон эквивалентов(Рихтер, Дальтон, Валиастон)- все в-ва реагируют в эквивалентных отношениях. Хим эквивалент- это кол-во единиц атомов, равноценные, которые соединяются или совмещаются в хим. элементы. Э=M/n Моль- кол-во в-ва системы, которая содержит столько определённых структур. Элементов, ско-ко атомов содержится в 0,012 кг С126 Закон постоянства состава- каждое химически чистое соединение всегда имеет один и тот же количественный состав независимо от способа его получения. Закон эквивалентов- все в-ва реагируют в экв. отношениях. Закон кратных отношений- если 2 элемента образуют м/у собой несколько различных соединений, то на одну и ту же массу одного из них приходятся такие массы другого, которые относятся м/у собой, как простые целые числа. ****************************************************** СТРОЕНИЕ АТОМА Модели атома: 1) В 1904г. Дж. Томсон предложил модель строения атома, согласно которой атом можно представить в виде положительно заряженной сферы с вкрапленными электрон. 2) В 1910г. Э. Резерфорд заключрил, что в центре атома существует положительно заряженное ядро малого размера, окружённое электронами- ядерная планетарная модель атома, состоящего из тяжелого ядра, вокруг которого двигаются по орбитам электроны. Двойственная природа электрона: 1) В 1905г. А. Энштейн предсказал, что любое излучение представляет собой поток квантов энергии, наз. фотонами. 2) В 1924г. Луи де Бройль выдвинул предположение, что электрон характеризуется корпускулярно- волновым дуализмом. =h/(m) Теория Бора- модель строения атома водорода- электроны двигаются вокруг ядра не по любым, а лишь по разрешённым орбитам, на которых электрон обладает определёнными энергиями. При переходе электрона с одной орбиты на другую атом поглощает или испускает энергию в виде квантов. Главное квантовое число- номер орбиты n. Уравнение Планка: h hc Принцип неопределённости Гейзенберга- положение и импульс движения субатомной частицы принципиально невозможно определить в любой момент времени с абсолютной точностью. В каждый момент времени можно определить лишь одно из свойств. Атомная орбиталь- область пространства, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, характеризуется 3 квантовыми числами n,l,ml. Главное КЧ-n- определяет энергию и размеры электронных орбиталей. n=1,2,3,4,5… и характеризует оболочку и энергетический уровень. Чем больше n,тем выше энергия. Орбитальное КЧ-l- определяет форму атомной орбитали. Электронные оболочки расщеплены на подоболочки, поэтому орбитальное кч также характеризует энергетические подуровни в электронной оболочке атома. l=0…(n-1) l=0 s-электроны l=1 p-электроны l=2 d-электроны l=3 f-электроны Es Магнитное КЧ-ml- характеризует ориентацию орбитали в пространстве. В отсутствии внешнего магнитного поля все орбитали одного уровня имеют одинаковое значение энергии. Под воздействием внешнего магнитного поля происходит расщепление энергии подоболочекMl=-l…+l;p(l=1)ml=-1, 0, +1 Спиновое КЧ-ms- каждый электрон также характеризуется собственным механическим моментом движения- спин. Проекция спина на ось координат будет равна Mz=msh/2п Имеет 2 значения: +1/2 и –1/2. Принцип Паули- В 1925г. П. Паули постулировал принцип запрета- в атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковым набором КЧ. На каждой орбитали может быть не более двух электронов, причём они должны иметь противоположные спины. Правило Гунда- заполнение орбиталей одной подоболочки в основном состоянии атома начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами. После заполнения одиночными электронами, начинается заполнение орбитали вторыми электронами с противоположными спинами. Атомные спектры- спектры, получающиеся при излучении свободными или слабо связанными атомами. Уравнение Бальмера: 1/=R(1/n2-1/m2) ПЕРЕОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА Периодический закон- св-во элементов, а также формы и св-ва их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов. I период: состоит из 2-х элементов(водорода и гелия) Атомом гелия заканчивается формирование К- оболочки атома. Формирующим называется электрон, который последним заполняет орбитали атома. Н и Не- s-элементы. II период: у элементов формируется L- оболочка, заполняются s- и р- подоболочки. III период: начинается с натрия(1s22s22p63s1) и заканчивается аргоном(1s22s22p63s23p6). IV период: начинается с калия(1s22s22p63s23p64s1) и заканчивается криптоном(1s22s22p63s23p63d104s22p6). Явление, когда напр. У хрома на 4s-подоболочке остаётся один электрон, а на 3d-подоболочке вместо 4-х оказывается 5 d-электронов, называется провалом электрона с s- на d-подоболочку. V период: аналогичен четвёртому периоду. Начинается с s-элемента рубидия(5s1) и заканчивается p-элементом ксеноном(4d105s25p6). VI период: Начинается с цезия(6s1) и заканчивается радоном(5d106s26p6) VII период: аналогичен 6-ому периоду. Начинается с франция(7s1) и заканчивается (6d77s2) Структура ПС- состоит из периодов, групп и подгрупп. Период- последовательный ряд элементов, размещенных в порядке возрастания заряда ядра атомов. Начинаются s-элементом и заканчиваются p-элементами. В системе имеется 8 групп- максимальное число электронов во внешних оболочках. Делятся на главные и побочные подгруппы. К главным подгруппам относятся подгруппы элементов 2 периода. К побочным подгруппам принадлежат d- и f-элементы. Энергия ионизации- энергия, необходимая для удаления одного моля электронов от одного моля атомов какого-либо элемента. Сродство к электрону- энергетический эффект присоединения моля электронов к молю нейтральных атомов. Э+е=Э- выражается в кДж/моль Электроотрицательность- для характеристики способности атомов в соединениях притягивать к себе электроны. Согласно Р. Малликену ЭО равна полусумме энергии ионизации и энергии сродства к электрону. Л. Полинг предложил термохимический метод расчёта ЭО на основе определения разности энергий диссоциации соединения А-В и образующих его молекул А-А и В-В. Атомные радиусы- атомы не имеют строго определённых границ из-за корпуск.-волнового хар-ра электронов. Абсолютное значение радиуса определить невозможно. Можно условно принять за радиус атома теоретически рассчитанное значение расстояния от ядра до наиболее удалённого от него максимума электронной плотности. ****************************************************** ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ Ковалентная связь- химическая связь, образованная путем обобществления пары электронов двумя атомами. Модель Гейтлера-Лондона- они показали, что при сближении 2-х атомов водорода с антипараллельными спинами происходит уменьшении энергии системы, что обусловлено увеличением электронной плотности в пространстве м/у ядрами взаимодействующих атомов. Метод ВС: а) ХС м/у 2-мя атомами возникает как результат перекрывания АО с образованием электронных пар. б) атомы, вступающие в химическую связь, обмениваются м/у собой электронами, которые образуют связывающие пары. в) в соответствии с принципом Паули, хим. связь образуется лишь при взаимодействии электронов с антипараллельными спинами. г) характеристика ХС(энергия, длина, полярность и т.п.) определяются типом перекрывания АО. Валентность- способность атома присоединять или замещать определённое число других атомов с образованием химических связей. Согласно обменному механизму метода ВС каждый атом отдаёт на образование общей электронной пары по одному неспаренному электрону. Согласно донорно-акцепторному механизму образуется общая электронная пара за счёт неопределённой пары электронов одного атома(донора) и вакантной орбитали другого атома или иона(акцептора). Гибридизация атомных орбиталей- Л. Полинг выдвинул идею о гибридизации АО. Согласно идее, если у атома, вступающего в хим. связь, имеются разные АО, то в процессе образования ХС происходит гибридизация(смещение) АО, т.е. из разных АО образуются одинаковые. Насыщаемость- обусловлена хим. взаимодействием электронов внешнего энергетического уровня. Направленность- наиболее прочные связи образуются в направлении макс. перекрывания атомов орбиталей. Количественно выражается в виде валентных углов м/у направлениями хим. связи в молекулах и твёрдых телах. Полярность КС: Ковалентная неполярная- образована одинаковыми атомами, обобществлённые электроны равномерно распределены м/у ними. Ковалентная полярная- один из атомов сильнее притягивает электроны, то пара смещается в сторону этого атома. Прочность характеризуется энергией связи(кол-во энергии, выделивш. при образовании ХС ) и длиной связи(межядерное расстояние м/у хим. связанными атомами) Ионная химическая связь- электростатическое взаимодействие отрицательно и положительно заряженных ионов в химическом соединении. Возникает при большой ЭО атомов. Не существует в чистом виде. Ненаправленная, не насыщена, прочная. Комплексные соединения- сложные соедининия, у которых имеются ковалентные связи, образованные по донорно-акцепторному механизму. Комплексообразователь- центральный ион или атом, имеющий выкантные орбитали. Способность к КО возрастает с увеличением заряда иона и уменьшением его размера. Лиганды- координируемые ионы или молекулы. Координационное число- число монодентантных лигандов, координируемых комплексообразователем. Анионные комплексы- отрицательно заряженные комплексы. Катионные комплексы- положительно заряженные комплексы. Нейтральные комплексы- нейтрально заряженные комплексы. Межмолекулярные взаимодействия: Ориентационные- при сближении полярных молекул они ориентируются таким образом, чтобы положительная стороны одного диполя, была ориентирована к отрицательной стороне другого диполя. Энергия взаимодействия пропорциональна электрическому моменту диполя в 4-ой степени и обратно пропорциональна расстоянию м/у центрами диполей в 6-ой степени и абсолютной температуре в 1-ой степени. Индукционное- диполи воздействуют на неполярные молекулы, превращая их в индуцированные диполи. М/у постоянными и наведёнными диполями возникает притяжение, энергия которого пропорциональна электрическому моменту диполя во второй степени и обратно пропорциональна расстоянию м/у центрами молекул в 6-ой степени. Энергия инд. взаимодействия возрастает с увеличением поляризуемости молекул. Дисперсионное притяжение- в любой молекуле возникают флуктуации электрической плотности, в результате чего появляются мгновенные диполи, которые в свою очередь индуцируют мгновенные диполи у соседних молекул. Движение мгновенных диполей становится согласованным, их появление и распад происходит синхронно. В результате взаимодействия мгновенных диполей энергия системы понижается. Энергия дисперсионного взаимодействия пропорциональна поляризуемости молекул и обратно пропорциональна расстоянию м/у центрами частиц. Водородная связь- химическая связь, образованная положительно поляризованным водородом молекулы А-Н и электроотрицательным атомом В другой или той же молекулы. Межмолекулярная ВС- связь образуется м/у разными молекулами. Внутримолекулярная ВС- связь образуется м/у двумя группами одной и той же молекулы. Энергия ВС возрастает с увеличением ЭО и уменьшением размеров атомов. Образование межмолекулярных ВС приводит к: повышению вязкости, диэлектрической постоянной, температур кипения и плавления, теплоты плавления и парообразования. ****************************************************** ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРЕВРАЩЕНИЙ Тепловой эффект ХР- изменение энергии системы при протекании в ней химической реакции при условии, что система не совершает никакой другой работы, кроме работы расширения. Тепловой эффект ХР при постоянном давлении равен изменению энтальпии системы. Зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от числа и характера промежуточных стадий. Экзотермическая реакция- тепло выделяется. Эндотермическая реакция- тепло поглощается. Внутренняя энергия включает в себя все виды энергии системы, кроме кинетической энергии движения системы, как целого, и потенциальной энергии её положения. Зависит от состояния системы. Нельзя измерить. Она представляет собой способность системы к совершению работы или передаче тепла. Можно измерить изменение вн. энергии при переходе из одного состояния в другое. U=U2-U1 Изменение ВЭ можно измерить с помощью работы и теплоты. Теплота- количественная мера хаотического движения частиц данной системы или тела. Работа- количественная мера направленного движения частиц,мера энергии, передаваемой от одной системы к другой за счёт перемещения вещества от одной системы к другой под действием тех или иных сил. I закон: Энергия не может ни создаваться, ни исчезать, но может превращаться из одной формы в другую. Q=U+W Энтальпия системы- характеристическая функция U+pV=H, одна из термодинамических функций, характеризующих систему, находящуюся при постоянном давлении. Энтальпия химических реакций- равна сумме энтальпий образования продуктов реакций за вычетом суммы энтальпий образования веществ исходных с учётом стехиометрических коэффициентов. Энтальпия зависит от кол-ва вещества. Выражают кДж/моль. Энтальпия образования- тепловой эффект образования 1 моль вещества из простых веществ, устойчивых при 298К и давлении 100кПа. Стандартные энтальпии образования обрН0в- тепловой эффект реакций образования веществ в стандартном состоянии. Закон Гесса- тепловой эффект реакции зависит от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути реакции, т.е. от числа и хар-ра промежуточных стадий. Термохимические уравнения процессов- уравнения, в которых указаны тепловые эффекты. Энтропия- термодинамическая функция, мера упорядоченности состояния системы. Термодинамическая вероятность системы W- число микросостояний системы. Энтропия системы- RlnW=SДж/(моль*К) Изменение энтропии системы в результате протекания химической реакции равно сумме энтропий продуктов реакции за вычетом энтропий исходных веществ с учётом стехиометрических коэффициентов. Изменение энтропии системы в результате протекания химической реакции: dD + bB = lL + mM равно S = lSL + mSM - dSD - bSB Энтропия характеризует число микросостояний, является мерой беспорядка в системе. Её увеличение говорит о переходе системы из более упорядоченного состояния к менее упорядоченному в результате тех или иных процессов. Энергия Гиббса- G = H - TS – это часть энергетического эффекта химической реакции, которую можно превратить в работу. -GT= WPmax – свободная энергия. Химическая реакция возможна, если энергия Гиббса уменьшается. G<0 Химическая реакция не может протекать самопроизвольно, если энергия Гиббс возрастает. G>0 Реакция может протекать в прямом и обратном направлении, если G=0 Энергия Гиббса образования вещества- Изменение энергии Гиббса системы при образовании 1 моль вещества В из простых веществ, устойчивых при 298 К. Энергия Гиббса химических реакций- можно рассчитать как сумму энергий Гиббса образования продуктов реакции за вычетом энергий Гиббса образования исходных веществ с учётом стехиометрических коэффициентов. G=lfGL + mfGM - dfGD - bfGB ****************************************************** ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА Скорость ХР равна изменению количества вещества в единицу времени в единицу реакционного пространства. Гомогенные реакции- вещества находятся в одном фазовом состоянии. Гетерогенные реакции- вещества находятся в разных фазовых состояниях. Фаза- это часть окружающей среды, отделённая от другой части поверхности раздела, при переходе ч/з которую свойства меняются скачкообразно. Скорость гетерогенной реакции- зависит от состояния поверхности, а именно от наличия микронеровностей, например трещин, абсорбционной способности. Стадии гетерогенной реакции: 1) Подвод частиц к поверхности 2) Абсорбция 3)Элементарный акт ХР Общая скорость процесса оценивается по скорости лимитирующей стадии. Сумма порядков реакции по реагентам называется порядком реакции n: n=ni Для реакции: bB + dD = lL + mM кинетическое уравнение: =kcBbcDd-Закон действующих масс ЗДМ- отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, при T=const, является величиной постоянной. Константа скорости реакции k не зависит от концентрации реагентов, но зависит от их природы и температуры: k=ln(c0/c)/t Энергия активации- энергия, необходимая для перехода вещества в состояние активированного комплекса. Чем выше энергия активации, тем меньше доля частиц, способных к активному взаимодействию. Экзотермические реакции протекают с меньшей энергией активации, чем эндотермические. Высокая энергия активации является причиной того, что многие химические реакции при невысоких температурах не протекают, хотя и возможны(G<0) С увеличением энергии активации уменьшается доля активных молекул и скорость реакции. В ходе реакции система проходит ч/з переходное состояние, ч/з образование активированного комплекса. В АК старые связи ещё не разорваны, но уже ослаблены, новые связи уже наметились, но ещё не образовались. Время существования невелико( 10-14 – 10-11с) Правило Вант-Гоффа: Повышение температуры ускоряет большинство реакций. Согласно правилу ВГ при повышении температуры на 10К скорость многих реакций увеличивается в 2-4 раза. 2=1 (Т2-Т1)/10 Уравнение Аррениуса: k=k0 e(-Ea / RT) k0- предэкспоненциальный множитель Уравнение Аррениуса позволяет проводить более точные расчёты изменения скорости реакции с увеличением температуры. В соответствии с уравнением Аррениуса константа скорости реакции уменьшается с ростом энергии активации. Так же следует, чем выше энергия активации, тем выше градиент скорости реакции по температуре. Химическое равновесие: В условиях химического равновесия концентрации исходных веществ и продуктов реакции не изменяются во времни и называются равновесными концентрациями. Константа равновесия: отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, при T=const, является величиной постоянной. Kp = (plp,L pmp,M / pdp,D pb,p,B) Kc = ([L]l [M]m / [D]d [B]b) Kp = exp (-G0 / RT) Принцип Ле Шателье: Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в таком направлении, которое ослабляет внешнее воздействие. 1) Влияние концентраций(парциальных давлений) компонентов системы. 2) Влияние общего давления в системе 3) Влияние температуры. ****************************************************** ДИСПЕРСНЫЕ ФАЗЫ Все дисперсные системы состоят из сплошной фазы- дисперсионной среды, и прерывистой фазы- дисперсной фазы. Дисперсные системы делятся на 2 группы: 1) взвеси(суспензии, эмульсии) 2) коллоидные системы ТИПЫ ДИСПЕРСНЫХ СИСТЕМ
Коллоидные растворы: коллоидное состояние характерно для многих веществ, если их частицы имеют от 1 до 500 нм. Характерной особенностью коллоидных частиц является наличие на их поверхности заряда, обусловленного избирательной адсорбцией ионов. Лиофильные коллоиды- растворитель взаимодействует с ядрами частиц. Лиофобные коллоиды- растворитель не взаимодействует с ядрами частиц. Суммарный заряд частицы равен разности зарядов адсорбированных ионов и противоионов. Вокруг частицы находится диффузный слой ионов, заряд которых равен заряду коллоидной частицы. Коллоидная частица и диффузный слой образуют электронейтральную мицеллу. Для количественной характеристики электролитической диссоциации было введено понятие степень диссоциации. Степень диссоциации- отношение числа молекул, диссоциированных на ионы, к общему числу молекул растворённого электролита. По степени диссоциации в растворах все электролиты делятся на 2 группы: 1) Сильные электролиты- степень диссоциации их в растворах равна единицы и почти не зависит от концентрации раствора. 2) Слабые электролиты- степень диссоциации их в растворах меньше единицы и уменьшается с ростом концентрации. Константа диссоциации Кд = ([R+][OH-])/[ROH] КД зависит от природы диссоциирующего в-ва и растворителя, а так же от температуры и не зависит от концентрации раствора. КД указывает на прочность молекул в данном растворе. Чем меньше КД в данном растворе, тем слабее диссоциирует электролит и тем устойчивее его молекулы. Закон Рауля- понижение давления насыщенного пара растворителя А над раствором рА пропорционально молярной доле растворённого нелетучего вещества хВ. р0А - рА = рА = р0АхВ 1-ое следствие ЗР: температура кипения раствора выше температуры кипения растворителя. 2-ое следствие ЗР: температура замерзания раствора ниже температуры замерзания чистого растворителя. Активность. По мере повышения концентрации растворённого вещества возрастают отклонения от законов идеальных растворов, обусловленные различного рода взаимодействиями м/у частицами растворённого вещества. Было предложено сохранить для описания сво-ств растворов все общие закономерности, применяемые к идеальным растворам, но вместо входящих в них концентраций компонентов ввести активности. Активность a связана с концентрацией следующим соотношением: а=с -коэффициент активности, формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе, приводящие к отклонению от св-ств идеального газа. Вычисляют по экспериментальным данным.
Тщательно очищенная от посторонних примесей вода обладает незначительной электропроводимостью, заметно возрастающей с повышением температуры. Молекулы воды частично распадаются на ионы, т.е. Н2О является слабым электролитом. Константа диссоциации воды может быть вычислена по формуле: Кд = (аН+ * аОН-) / аН2О Концентрацию молекул можно рассчитать, разделив массу 1л воды на массу её моля: 1000/18= 55,5 моль/л Считая эту величину const, имеем: [H+][OH-] = Kд 55,5 = Кв Кв- ионное произведение воды. Не зависит от активностей ионов Н+ и ОН- в растворе. Водородный показатель рН: взятый с обратным знаком десятичный логарифм активности ионов водорода в растворе: pН = - lg aH+ Определяет характер реакции раствора. При рН<7 реакция раствора кислая При рН>7 реакция раствора щелочная. При рН=7 нейтральный раствор. Произведение растворимости- произведение активностей ионов электролита, содержащихся в его насыщенном растворе при данной температуре, есть величина постоянная. Зависит от природы растворённого веществ и растворителя, а так же от температуры и не зависит от активностей ионов в растворе. ПР=(ncPAm+)n(mcPBn-)m ПР применяется для малорастворимых электролитов. Гидролиз солей- реакции обмена м/у водой и растворёнными в ней солями. Процесс гидролиза соли во многом обратен процессу нейтрализации, т.е. процессу взаимодействия кислот с основаниями. Гидролизу не подвергаются соли, образованные сильными кислотами и основаниями. Степень гидролиза - показатель глубины протекания гидролиза- отношение концентрации гидролизированных молекул сГИДР к исходной концентрации растворённых молекул электролита: = сГИДР/с ****************************************************** ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ ОВР- процессы, протекающие с изменением степени окисления элементов, входящих в состав, т.е. осуществляется передача электронов от восстановителя, окислителю. Окисление- процесс отдачи электронов, т.е. повышение степени окисления элемента. Окислитель- элемент, присоединяющий электроны. Восстановление- процесс присоединения электронов, т.е. понижение степени окисления элемента. Восстановитель- элемент, отдающий электроны. Типы ОВР: Межмолекулярный- ОВР при которых изменяют степени окисления атомы элементов, входящих в состав разных в-ств. Внутримолекулярный- ОВР при которых степени окисления изменяют атомы разных элементов, входящих в состав данного вещества. Диспропорционирование- ОВР, при которых степени окисления одного и того же элемента и понижаются и повышаются. Электрод- система, состоящая из проводника 1 рода(металлы, спеченные оксиды и т.п. , обладающие электронной проводимостью), находящегося в контакте с проводником 2 рода, носителем которого являются ионы. При погружении металла в раствор начинается сложное взаимодействие металла с компонентами раствора. Образуется двойной электрический слой(ДЭС) в системе металл- электролит, это происходит в несколько этапов: 1) подвод частиц электролита к поверхности металла. 2)из-за различных поверхностных натяжений, адсорбция частиц электролита на поверхности металла. 3) в результате ион- дипольного взаимодействия выделяется энергия гидратации, которая идёт на разрушение кристаллической решётки за счёт реакции (Ме0 – ne Men+) и наблюдается выход ионов металла в раствор. Это возможно если ЕГИДР > ЕКРИСТ. РЕШ 4) На поверхности металлической пластины остаётся избыток е и формируется отрицательная обкладка ДЭС. 5)Ионы металла выстраиваются вокруг отрицательно заряженной стенки и некоторая их часть притягивается к отрицательной обкладке, формируя положительную обкладку ДЭС. 6) Некоторые ионы металла превращаются в атомы и встраиваются в кристаллическую решётку металла. Процесс идёт до установления равновесия. 7) Некоторые ионы металла за счёт диффузии уходят вглубь раствора и между стенкой металла и глубиной раствора возникает потенциал . Уравнение Нернста: Ох/Red = 0 Ох/Red + (RT/nF) * ln [Ox]/[Red] Существует 2 вида электродов: 1) Металлический- металлическая пластина, опущенная в раствор собственных ионов. В потенциал- образующих реакциях участвует 1 вид ионов. Ме0 – ne Men+ Окисленная форма представляет собой ионы металла, а восстановленная- сам металл. Men+/Me = 0Men+/Me + (0,059/n)*ln [Меn+] 2) Окислительно- восстановительный (редокс) В данном случае и окисленная и восстановленная формы находятся в растворе, а металлическая пластина, не участвующая в реакции, служит лишь для передачи е, поэтому используют Pt(платина). Ох/Red = 0 Ох/Red + (0,059/n) * ln [Ox]/[Red] Гальванический элемент: ГЭ Даниэля- Якоби: состоит из медной пластины, погружённой в раствор CuSO4, и цинковой пластины, погружённой в ZnSO4 При работе протекают следующие процессы: 1) Окисление цинка: Zn – 2e Zn2+ Процессы окисления в электрохимии получили название анодных процессов, а электроды, на которых идут процессы окисления- называют анодами. 2) Восстановление ионов меди: Cu2+ + 2e Cu Процессы восстановления в электрохимии получили название катодных процессов, а электроды, на которых идут процессы восстановления - называют катодами. 3) Движение электронов по внешней цепи. 4) Движение ионов в растворе: анионов (SO42-) к аноду, катионов (Cu2+, Zn2+) к катоду. Движение ионов в растворе замыкает электрическую цепь гальванического элемента. Суммируя электродные реакции, получаем: Zn+Cu2+=Cu+Zn2+ Суммарная химическая реакция, протекающая в ГЭ, называется токообразующей. ЭДС элемента- максимальная разность потенциалов электродов, которая может быть получена при работе ГЭ. ЕЭ = Е0Э + (RT/nF) * ln (aBb*aDd)/ (aLl*aQq) Электролиз- процессы, происходящие на электродах под действием электрического тока, подаваемого от внешнего источника. Законы Фарадея: 1) количество вещества, испытавшего электрохимические превращения на электроде, прямопропорционально кол-ву прошедшего электричества. 2) Массы прореагировавших на электродах веществ при постоянном количестве электричества, относятся друг к другу как молярные массы их эквивалентов. Закономерности электролиза: 1) Анод = окисление 2) Катод = восстановление Восстанавливается тот элемент, потенциал которого > положителен, окисляется тот элемент, потенциал которого отрицателен. | |||||||||||||||||||||||||