Шпаргалка по "Химии"

1Строение атома. Образовние ионов. 
Хотя слово атом в первоначальном значении обозначало частицу, которая не делится на меньшие части, согласно научным представлениям он состоит из более мелких частиц, называемых субатомными частицами. Атом состоит из электронов, протонов, все атомы, кроме водорода-1, содержат также нейтроны.

Электрон является самой лёгкой из составляющих атом частиц с массой 9,11·10⁻³¹ кг, отрицательным зарядом и размером, слишком малым для измерения современными методами.^[7] Протоны обладают положительным зарядом и в 1836 раз тяжелее электрона (1,6726·10⁻²⁷ кг). Нейтроны не обладают электрическим зарядом и в 1839 раз тяжелее электрона (1,6929·10⁻²⁷ кг).^[8]

При этом масса ядра меньше суммы масс составляющих его протонов и нейтронов из-за эффекта дефекта массы. Нейтроны и протоны имеют сравнимый размер, около 2,5·10⁻¹⁵ м, хотя размеры этих частиц определены плохо.^[9]

В стандартной модели элементарных частиц как протоны, так и нейтроны состоят из элементарных частиц, называемых кварками. Наряду с лептонами, кварки являются одной из основных составляющих материи. И первые и вторые являются фермионами. Существует шесть типов кварков, каждый из которых имеет дробный электрический заряд, равный +²⁄₃ или −¹⁄₃ элементарного. Протоны состоят из двух u-кварков и одного d-кварка, а нейтрон — из одного u-кварка и двух d-кварков. Это различие объясняет разницу в массах и зарядах протона и нейтрона. Кварки связаны между собой сильными ядерными взаимодействиями, которые передаются глюонами

Ио́н (др.-греч. ἰόν — идущее) — одноатомная или многоатомная электрически заряженная частица, образующаяся в результате потери или присоединения атомом или молекулой одного или нескольких электронов. Ионизация (процесс образования ионов) может происходить при высоких температурах, под воздействием электрического поля, ионизирующего излучения (радиации) и т.п.

В виде самостоятельных частиц, ионы встречаются во всех агрегатных состояниях вещества — в газах (в частности, в атмосфере), в жидкостях (в расплавах и растворах), в кристаллах и в плазме (в частности, в межзвёздном пространстве).

Заряд иона кратен заряду электрона. Понятие и термин «ион» ввёл в 1834 году Майкл Фарадей, который, изучая действие электрического тока на водные растворы кислот, щелочей и солей, предположил, что электропроводность таких растворов обусловлена движением ионов. Положительно заряженные ионы, движущиеся в растворе к отрицательному полюсу (катоду), Фарадей назвал катионами, а отрицательно заряженные, движущиеся к положительному полюсу (аноду) — анионами.

Являясь химически активными частицами, ионы вступают в реакции с атомами, молекулами и между собой. В растворах  ионы образуются в результате электролитической диссоциации и обусловливают свойства электролитов.

2. Химическая связь: понятие, Типы химической связи: ионная, ковалентная ( типы ковалентной связи, полярность), координационная, металлическая, водородная.

   Химическая связь – это взаимодействие, которое связывает отдельные атомы в молекулы, ионы, радикалы, кристаллы.

   Более точно химическую  связь можно определить как  взаимодействие атомов, обусловленное  перекрыванием их электронных  облаков, и сопровождается уменьшением полной энергии системы.

Типы химической связи: ионная, ковалентная ( типы ковалентной  связи, полярность), координационная, металлическая, водородная.

1   Ионная связь образуется  между элементами сильно отличающимися  по электроотрицательности, а именно DЭ>1,9. Ионная связь образуется за счет перехода одного или нескольких электронов от одного атома на внешнюю оболочку другого атома.

Атом, отдавший электрон становится положительно заряженным, а получивший – отрицательно заряженный.

   Образование ионной связи  происходит по октаэдрическому  правилу. Согласно этому правилу  атом принимает, теряет или  разделяет электроны таким образом,  чтобы электронное облако для  него соответствовало ближайшему инертному газу.

    1S²2S²2P⁶3S¹ ( )   1S²2S²2P⁶3S²3P⁵ ( )

Ионная связь наиболее характерна для неорганических соединений.       

2 Ковалентная связь  – тип химической связи между  атомами, возникающей при обобществлении  электронов, которые принадлежат этим атомам.

Типы связей:

Одинарная 1s - , двойная 1s+1p  =, тройная 1s+2p  

  Энергия связи  – энергия, которую надо затратить,  чтобы разорвать химическую связь. Тоже количество энергии выделяется при образовании химической связи. С увеличением кратности связи, энергия увеличивается. Энергия p-связи меньше энергии s-связи.

     Ковалентная  связь может быть:

1   полярной (если  атомы различаются по электроотрицательности, то электронная пара будет смещаться к атому с большей электроотрицательностью)

2 неполярной (между атомами  1-го типа, с одинаковой 

электроотрицательностью)  Н − Н

   Мерой полярности служит  дипольный момент: , где −заряд электрона, −расстояние между центрами заряда.

  С увеличением электроотрицательности  одного из атомов полярность  молекулы увеличивается. Процесс  смещения электронной пары к  наиболее электроотрицательному  атому называется поляризацией.

  Поляризуемость – динамическая поляризация, способность молекулы изменять свою полярность под действием внешнего электрического поля. Поляризуемость уменьшается с уменьшением размера атома:

− > − > − > −

3 Координационная  связь – (донорно-акцепторная) может рассматриваться, как результат наложения ионных и ковалентных связей.

   Координационная  связь как и ковалентная связь обладает определенной жесткостью, однако атомы, образующие эту связь несут на себе q как в ионной связи. При образовании координационной связи атомы приобретают заряды. Образование координационной связи происходит в результате обобщения пары электронов, принадлежащих только одному атому – донору, в то время как второй является4  Металлическая связь. При обычных условиях металлы, за исключением ртути Hg, существуют в виде кристаллов. Взаимодействие, удерживающее атомы металлов в едином кристалле, называется металлической связью.

   Природа металлической  связи подобна ковалентной связи:  оба типа связи основаны на  обобществлении валентных электронов. Однако в атомах металлов количество таких электронов меньше количества вакантных орбиталей. Электроны слабо удерживаются ядром. Поэтому они могут переходить из одной орбитали в другую. Стремясь принять более устойчивое состояние

   Благодаря свободному  перемещению электронов металлы  обладают высокой электрической  проводимостью и теплопроводностью.  По прочности металлическая связь меньше ковалентной связи в 3-4 раза.

5   Водородная связь – одна из разновидностей межмолекулярного взаимодействия.

   Когда очень  электроотрицательный атом (O,N,S) связан с атомом H, последний в результате смещения электронной пары ковалентной связи к наиболее электроотрицательному атому становится настолько электроно-дефицитным, что начинает проявлять остаточное сродство к электрону и поэтому он способен образовывать донорную связь:

  Различают водородную  связь: межмолекулярную и

внутримолекулярную. Энергия водородной связи на 1, 2 порядка меньше энергии ковалентной связи.

3 Металлическая связь.

Металлический тип связи  возникает между атомами, в которых  валентный электрон слабо связан с ядром.

При сближении атомов он покидает свой атом и может свободно перемещаться по кристаллу. Таким образом возникает достаточно однородное распределение плотности отрицательного заряда, который резко возрастает непосредственно вблизи узлов кристаллической решетки из-за наличия внутренних электронных оболочек. Например, для алюминия по результатам рентгенографического анализа эта зависимость показана на рис.1.6. 
Связь возникает за счет взаимодействия положительных ионов с электронным газом. С уменьшением расстояния между атомами увеличивается плотность электронного газа, что приводит к росту силы связи. Наряду с этим возрастает сила кулоновского отталкивания ядер. При равенстве этих сил образуется устойчивая кристаллическая решетка. 
Таким образом, металлическая связь подобный ковалентной, поскольку в их основе лежит общий принцип: обобщение валентных электронов. Но если при ковалентной связи обобщенные электроны находятся между соседними атомами, то в металлах электроны не локализуются у своих атомов, а свободно перемещаются по кристаллу. Электронный газ выполняет роль "цемента в бетоне". В связи с этим металлическая связь имеет ненаправленный характер и поэтому металлы выдерживают довольно значительные пластические деформации без разрушения.

5.Оксиды, типы оксидов. Методы получения, химические свойства, номенклатура основных, кислотных, амфотерных.

   Оксиды – это бинарные соединения, состоящие из двух химических элементов, один из которых кислород. Оксиды делят на основные, кислотные, амфотерные и несолеобразующие. В основе деления оксидов на указанные группы лежит их способность реагировать с кислотами и щелочами.

   Основные оксиды – это оксиды, которые взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду. Основные оксиды образуют только металлы и при этом, как правило, они проявляют валентность I, II и реже III. Оксиды называют основными потому, что каждому из них соответствует основание. (Na₂O – оксид натрия, соответствующее ему основание – NaOН; MgO – оксид магния, основание – Mg(OН)₂.)

Главным свойством основных оксидов является их способность  взаимодействовать с кислотами, образуя соль и воду: MgO + Н₂SO₄ = MgSO₄ + Н₂O; К₂О + Н₂SO₄ = К₂SO₄ + Н₂O.

   Кислотные оксиды (или ангидриды) – это оксиды, которые взаимодействуют с основаниями, образуя соль и воду. Кислотные оксиды образованы кислородом и неметаллами, которые в кислотных оксидах проявляют высокую положительную степень окисления (+5, +6, +7), иногда металлами (Mn₂O₇). Каждому кислотному оксиду соответствует кислота. (SO₂ – оксид серы (IV) - Н₂SO₃ – сернистая кислота, SO₃ – оксид серы (VI) - Н₂SO₄ – серная кислота)

Главным свойством кислотных  оксидов является их способность  взаимодействовать с основаниями, образуя соль и воду: SO₃ + 2NaOH = Na₂SO₄ + Н₂O;

   Амфотерные оксиды – это оксиды, которые взаимодействуют как с кислотами, так и со щелочами. Амфотерный характер носят оксиды некоторых металлов II, III, IV и VI групп периодической системы элементов: ZnО – оксид цинка, Al₂О₃ – оксид алюминия, SnO – оксид олова (II) и некоторые другие. Амфотерные оксиды обладают свойствами и основных, и кислотных оксидов.

Взаимодействие амфотерного  оксида с кислотой:ZnO + 2НCl = ZnCl₂ + Н₂O.

Взаимодействие амфотерного оксида с основанием: ZnO + NaOH + Н₂O = Na₂[Zn(OH)₄].

   Поскольку основные, кислотные и амфотерные оксиды образуют соли, все они являются солеобразующими оксидами.

   Существует еще небольшая группа несолеобразующих (безразличых) оксидов. Это оксиды, для которых неизвестны соответствующие им кислоты или основания. К ним относятся: оксид азота (II) – NO, оксид углерода (II) – CO, оксид кремния (II) – SiO.

6. Кислоты (основность кислот). Методы получения, хим. св-ва, номенклатура.

   Кислоты – это вещества, состоящие из ионов водорода, способных замещаться на металл, и кислотных остатков: HCl, H₂SO₄, HNO₃. По числу атомов водорода, которые могут быть замещены в кислоте на металл, различают основность кислоты:

Одноосновные кислоты:         

  Двухосновные кислоты:

HCl – соляная кислота, H₂SO₄ – серная кислота;

HI – йодоводородная кислота;              H₂SO₃ – сернистая кислота;HNO₃ – азотная кислота      H₂S – сероводородная кислота;

CH₃COOH – уксусная кислота            H₂SiO₃ – кремниевая кислота 

 Трехосновные кислоты:

                                   H₃PO₄ – фосфорная кислота;

                                   H₃BO₃ – борная кислота.

   По химическому составу кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные. Из вышеназванных бескислородными являются кислоты: HCl, HI, HCN, H₂S. Эти кислоты не имеют соответствующих им кислотных оксидов (ангидридов), а получаются в результате растворения в воде газообразных водородных соединений – хлористого водорода, йодистого водорода, цианистого водорода и сероводорода.

Главным химическим свойством кислот является их способность взаимодействовать с основаниями, образуя соль и воду (реакция нейтрализации):     HNO₃ + NaOH = NaNO₃ + H₂O.

7Соли, типы солей. Методы получения, химические св-ва, номенклатура средних, кислых, основных солей.

   Различают пять типов солей: средние (или нормальные), кислые, основные, двойные и комплексные.

   Средние (или нормальные) соли – это продукты полного замещения катионов водорода кислоты на катионы металла: Na₂SO₄ – сульфат натрия, CuCl₂ – хлорид меди (II).

   Кислые соли – это продукт неполного замещения катионов водорода кислоты на катионы металла. Кислые соли образуются в том случае, если для реакции нейтрализации взято недостаточное количество гидроксида:  H₂CO₃ + NaOH_{недост.} = NaHCO₃ + H₂O.

   NaHCO₃ – гидрокарбонат натрия. Кислая соль содержит в своем составе атом водорода, для обозначения которого в названии соли вводят приставку гидро-. Водород в кислой соли может быть замещен на катион металла, а соль при этом превращается в среднюю: NaHCO₃ + NaOH = NaCO₃ + H₂O.

   Кислые соли могут быть образованы только многоосновными кислотами. Так, двухосновная серная кислота может образовывать только одну кислую соль NaHSO₄ – гидросульфат натрия; трехосновная фосфорная (ортофосфорная) кислота может образовывать уже две кислые соли: NaH₂РO₄ – дигидрофосфат натрия.

   Основные соли – продукты неполного замещения гидроксид-ионов в основаниях кислотными остатками. Основные соли образуются в том случае, если для нейтрализации основания взять недостаточное количество кислоты:   Cu(OH)₂ + HCl_{недост.} = Cu(OH)Cl + H₂O.

  Cu(OH)Cl – хлорид гидроксомеди (II). Основные соли содержат в своем составе гидроксид-ион (OH^-), для обозначения которого в название соли вводят приставку гидроксо-. Гидроксильная группа в составе основной соли может быть замещена на кислотный остаток, а основная соль при этом превращается в среднюю:   Cu(OH)Cl +HCl = CuCl₂ +  H₂O.

   Основные соли могут быть образованы только многокислотными основаниями.

   В основу международной номенклатуры положено латинское название кислоты или образующего кислоту неметалла. Сначала называется анион в именительном падеже, а затем катион в родительном падеже.

8. 3. Основания (кислотность оснований). Методы получения, хим. св-ва, номенклатура.

  Основания – это вещества, молекулы которых состоят из ионов металла и гидроксильной группы: NaOH, Cu(OH)₂, Mg(OH)₂.  (CaO + H₂O = Ca(OH)₂)

  По числу гидроксильных групп, которые могут быть замещены в основании на кислотный остаток, различают кислотность основания:

Однокислотные основания:                 Двухкислотные основания:

    NaOH – гидроксид натрия;             Сa(OH)₂ – гидроксид кальция;

    KOH – гидроксид калия;                   Mg(OH)₂  – гидроксид магния

  Основания, растворимые в воде, называются щелочами:

NaOH – гидроксид натрия (едкий натр), KOH – гидроксид калия (едкое кали), Вa(OH)₂ – гидроксид бария и Сa(OH)₂ – гидроксид кальция.

   Металлы, образующие растворимые в воде гидроксиды (K, Na, Ca, Ba, и другие), расположенны в главных подгруппах I, II и III групп периодической системы. К растворимым в воде основаниям относят и гидроксид аммония NH₄OH, но щелочью он не является, это слабое основание.

   Главным свойством оснований является их способность взаимодействовать с кислотами, образуя соль и воду (реакция нейтрализации):      Mg(OH)₂ + 2HCl = MgCl₂ + H₂O.

9Энтальпи́я, также тепловая функция и теплосодержание — термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных давления, энтропии и числа частиц.

Проще говоря, энтальпия — это та энергия, которая доступна для преобразования в теплоту при определенном постоянном давлении.

Если термомеханическую систему  рассматривать как состоящую  из макротела (газа) и поршня площадью S с грузом весом Р = pS, уравновешивающего давление газа р внутри сосуда, то такая система называется расширенной.

Энтальпия или энергия расширенной  системы Е равна сумме внутренней энергии газа U и потенциальной энергии поршня с грузом E_пот = pSx = pV

Таким образом, энтальпия в данном состоянии представляет собой сумму  внутренней энергии тела и работы, которую необходимо затратить, чтобы  тело объёмом V ввести в окружающую среду, имеющую давление р и находящуюся с телом в равновесном состоянии. Энтальпия системы H — аналогично внутренней энергии и другим термодинамическим потенциалам — имеет вполне определенное значение для каждого состояния, т. е. является функцией состояния. Следовательно, в процессе изменения состояния

Изменение энтальпии (или Тепловой эффект химической реакции) не зависит от пути процесса, определяясь только начальным и конечным состоянием системы. Если система каким-либо путём возвращается в исходное состояние (круговой процесс), то изменение любого её параметра, являющегося функцией состояния, равно нулю, отсюда , или же

10 Энергия Гиббса.

Свободная энергия Гиббса (или просто энергия Гиббса, или потенциал Гиббса, или термодинамический потенциал в узком смысле) — это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на вопрос о принципиальной возможности протекания химической реакции; это термодинамический потенциал следующего вида:

Энергию Гиббса можно понимать как  полную химическую энергию системы (кристалла, жидкости и т. д.)

Понятие энергии Гиббса широко используется в термодинамике и химии.

Самопроизвольное протекание изобарно-изотермического процесса определяется двумя факторами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы (ΔH), и энтропийным T ΔS, обусловленным увеличением беспорядка в системе вследствие роста её энтропии. Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы, называемой изобарно-изотермическим потенциалом или свободной энергией Гиббса (G, кДж)

Классическим определением энергии  Гиббса является выражение

где  — внутренняя энергия,  — давление,  — объём,  — абсолютная температура,  — энтропия.

Дифференциал энергии Гиббса для системы с постоянным числом частиц, выраженный в собственных переменных — через давление p и температуру T:

Для системы с переменным числом частиц этот дифференциал записывается так:

Здесь  — химический потенциал, который можно определить как энергию, которую необходимо затратить, чтобы добавить в систему ещё одну частицу.

11Энтропия.

  Состояние системы  и происходящие в ней изменения  определяются с помощью функций состояния. Функции состояния – внутренняя энергия, энтропия, изобарный, изотермический потенциал.

  Переход системы  из 1-го состояния во 2-ое называется  процессом.

1.T = const – изотермический процесс

2.V = const – изохорный процесс

3.P = const – изобарный процесс

   Основной функцией  состояния системы является её  полная энергия, которая является  суммой 3-х состояний:  кинетическая энергия движущейся системы, потенциальная энергия обусловленная воздействием на систему внешних силовых полей, внутренняя энергия.

  Экспериментально  внутреннюю энергию U определить нельзя, можно определить лишь её изменение : .

   Энтальпия –  есть функция состояния системы,  имеет размерность энергии.  

   Энтропия –  функция меры беспорядка S, она связана с термодинамической вероятностью реализации данного состояния вещества: , где k– постоянная Больцмана, W – термодинамическая вероятность, т.е. число возможных микросостояний, соответствующих данному макросостоянию вещества. – стандартная энтропия, – её изменение.

   Химический потенциал  – функция состояния. В условиях T = const определяется изменением энергии Гиббса : .

Изобарно-изотермический потенциал (P,T = const):

изохорно-изотермический потенциал (V,T = const):

12. критерий  самопроизвольности процесса

Критериями самопроизвольного  протекания процессов при p, T=const является Δ G<0; V, T=const

-ΔF<0. Критериями равновесия

–ΔG=0при p, T=const иΔF=0при

V, T=const.

Расчитывая ΔGи  ΔFмы можем оценить только возможность

(термодинамическую  вероятность) протекания процесса.

При реальном предсказании возможности протекания процесса надо учитывать еще и скорость его  протекания, т.е. КИНЕТИКУ.

Критерий самопроизвольного  протекания процесса:

Изолированная система: ΔS>0 (энтропиястремится к максимуму)P, T=const: ΔG<0 (энергияГиббса системы стремится к минимуму)V, T=const: ΔF<0 (энергияГельмгольца системы стремится к минимуму)Критерий равновесиясистемы:Изолированнаясистема: ΔS=0 P, T=const: ΔG=0 V, T=const: ΔF=0

13. Понятие раствора. Способы выражения состава раствора (массовая доля, молярность, моляльность, нормальность).

   Раствор – газообразная, твёрдая или жидкая гомогенная система состоящая из 2-х или более элементов относительное содержание которых может изменяться в неограниченных пределах. Он состоит из растворённого вещества и растворителя, в котором это вещество равномерно распределено в виде молекул и ионов.

  Важной характеристикой любого раствора является его состав, который   Массовая доля – отношение массы растворённого вещества X к общей массе раствора m : (обычно выражается в процентах %)

   Массовая доля – отношение  количества растворённого вещества X к сумме количеств всех компонентов в растворе: , где – молярная масса для 2-х компонентов.

14   Понятие раствора. Способы выражения состава раствора (массовая доля, молярность, моляльность, нормальность).

Молярная концентрация – отношение количества растворённого  вещества к объёму раствора: (выражается в , например, 2 М , в единице раствора 2 моля ).

   Эквивалентная  (нормальная) концентрация – отношение  количества эквивалентов растворённого  вещества к объёму раствора:

          (выражается в )

Химическим эквивалентом называется некоторая условная или реальная частица, которая может в реакциях присоединить или высвободить 1 ион водорода: , где – эквивалентная масса

   Моляльная концентрация – отношение количества растворённого вещества к массе растворителя: (выражается в ).

15 Гидролиз солей: типы, константа и степень гидролиза.

   Гидролиз солей – взаимодействие  ионов соли с водой, приводящие к образованию слабого электролита. Гидролиз характеризуется степенью гидролиза h и константой гидролиза .

, где C –количество гидролизующихся молекул, – общее число молекул

Различают 3 типа гидролиза солей:

1. гидролиз по катиону (+) –  соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием ( , , )

Например, :

(1)

(2)

(3)

(1)+(3) т. е.  (4)

(5) молекулярный вид

  В этом случае pH < 7 – кислая, т.к происходит накопление ионов .

для (4) (6)

               (7)

 подставим в (6)

                                        , т.к. 

 по (7) и (4)        

2. гидролиз по аниону (-) – соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием

Например,   

(1)

(2)

(3)

(1)+(3) (4)

(5)

 Тогда:  ,  

3. гидролиз по аниону и катиону (+ и -) – соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием

Например

(1)

(2)

(3)

(4)

В этом случае: ,  

16. Окислительно-восстановительные реакции: степень окисления, окислитель и восстановитель (важнейшие окислители и восстановители), типы окислительно-восстановительных реакций.

   Для характеристики  состояния элементов в соединениях  введено понятие степени окисления. Степень окисления – воображаемый заряд атома в соединении, вычисляемый, исходя из предположения, что соединение состоит из ионов (+, –, 0).

1. Степень окисления  элемента в простом веществе, например в Na или в равна 0.

2. Степень окисления  элемента в виде одноатомного  иона в ионном соединении, например , равна заряду данного иона.

3. В соединении с  ковалентными полярными связями  отрицательный заряд относят к более электроотрицательному элементу, причём применимы следующие степени окисления:

а.F = -1

b.O = -2 , исключение: пероксиды = -1;    надпероксиды = - 1/2,;    озониды = - 1/3;  

c.H = +1                   исключение солеобразующие гидриды LiH = -1

d.щелочные Me = + 1

e. Щелочноземельные Ме = +2

№ группы = указывает наивысшую положительную степень окисления

8–№ группы = указывает низшую отрицательную степень окисления

   Реакции, протекающие с  изменением степени окисления  – окислительно-восстановительные реакции (ОВР).

 – ОВР 

 – не ОВР

   Окисление – процесс отдачи электронов веществом, т.е. повышение степени окисления элемента (например: (с 0 до +2)).

   Вещества, отдающие свои  электроны в процессе реакции, называются восстановителями ( из восстановленной формы в окисленную).

   К типичным восстановителям  относятся простые вещества: металлы,  , анионы, содержащие атомы с низкой степени окисления.

   Восстановление – процесс смещения электронов к веществу, т.е. понижение степени окисления элемента (например: (с +2 до 0)).

   Вещества, принимающие  чужие электроны в процессе реакции, называются окислителями ( из окисленной формы в восстановленную).

в восстановленную).

   К типичным  окислителям относятся простые  вещества, атомы которых характеризуются  высокой электроотрицательностью: (галогены, ), соединения (пероксиды), соединения благородных газов ( ), катионы и анионы, содержащие атомы с высокой степенью окисления ( ).

   Окисление и  восстановление протекают как  единый процесс:

  -восстановитель,    – окислитель.

   Число электронов, принимающих участие в окислении равно числу электронов, принимающих участие в восстановлении.

Существует 3 типа ОВР:

1.межмолекулярные ( );

2.внутримолекулярные (окислителем и восстановителем могут быть атомы одной и той же молекулы) ( );

3.диспропорционирования  (окисление и восстановление атомов или ионов одного и того же элемента) ( )

18.Химические источники тока: гальванические элементы (ЭДС).

   Гальванический  элемент Даниэля-Якоби: система,  где 2 элемента находятся в растворах собственных ионов ( -пластина погружена в раствор и -пластина погружена в раствор ).

  Для предотвращения  прямого взаимодействия окислителя  и восстановителя электроды отделены  друг от друга пористой перегородкой.

   На поверхности  -пластины возникает 2-ой электронный слой и устанавливается равновесие , также и на поверхности -пластины возникает 2-ой электронный слой и устанавливается равновесие . Возникают потенциалы у и .

потенциалы у  и .

  При замыкании  внешней цепи происходят процессы  самопроизвольного растворения Zn и выделения Cu (потенциал Zn-электрода имеет более отрицательное значение, чем потенциал Cu-электрода, поэтому при замыкании внешней цепи, электроны будут переходить от Zn к Cu). Процессы идут до тех пор, пока не выровняются потенциалы или не растворится Zn.

   Топливные элементы  – элементы, в которых окислитель  и восстановитель хранятся вне  элемента и в процессе работы раздельно подаются к электродам, которые не расходуются.

   Удельная энергия  топливных элементов значительно  выше удельной энергии гальванических  элементов.

   В топливных  элементах используются жидкие  или газообразные восстановители ( , , ) и окислители (обычно воздуха).

17. Основу химических источников тока составляют два электрода (отрицательно заряженный анод, содержащий восстановитель, и положительно заряженный катод, содержащий окислитель), контактирующие с электролитом. Между электродами устанавливается разность потенциалов — электродвижущая сила, соответствующая свободной энергии окислительно-восстановительной реакции. Действие химических источников тока основано на протекании при замкнутой внешней цепи пространственно-разделённых процессов: на отрицательном аноде восстановитель окисляется, образующиеся свободные электроны переходят по внешней цепи к положительному катоду, создавая разрядный ток, где они участвуют в реакции восстановления окислителя. Таким образом, поток отрицательно заряженных электронов по внешней цепи идет от анода к катоду, то есть от отрицательного электрода (отрицательного полюса химического источника тока) к положительному. Это соответствует протеканию электрического тока в направлении от положительного полюса к отрицательному, так как направление тока совпадает с направлением движения положительных зарядов в проводнике.

В современных химических источниках тока используются:

в качестве восстановителя (материал анода) — свинец Pb, кадмий Cd, цинк Zn и другие металлы;

в качестве окислителя (материал катода) — оксид свинца(IV) PbO₂, гидроксооксид никеля NiOOH, оксид марганца(IV) MnO₂ и другие;

в качестве электролита — растворы щелочей, кислот^[2] или солей.

Классификация

По возможности или  невозможности повторного использования  химические источники тока делятся на:

гальванические элементы (первичные ХИТ), которые из-за необратимости протекающих в них реакций невозможно перезарядить;

электрические аккумуляторы (вторичные ХИТ) — перезаряжаемые гальванические элементы, которые с помощью внешнего источника тока (зарядного устройства) можно перезарядить;

топливные элементы (электрохимические генераторы) — устройства, подобные гальваническому элементу, но отличающееся от него тем, что вещества для электрохимической реакции подаются в него извне, а продукты реакций удаляются из него, что позволяет ему функционировать непрерывно.

Следует заметить, что  деление элементов на гальванические и аккумуляторы до некоторой степени  условное, так как некоторые гальванические элементы, например щелочные батарейки, поддаются подзарядке, но эффективность этого процесса крайне низка.

По типу используемого  электролита химические источники  тока делятся на кислотные (например свинцово-кислотный аккумулятор, свинцово-плавиковый элемент), щелочные (например ртутно-цинковый элемент, ртутно-кадмиевый элемент, никель-цинковый аккумулятор, никель-кадмиевый аккумулятор) и солевые (например, марганцево-магниевый элемент, цинк-хлорный аккумулятор).

19 гальвиническая ячейка,схематическое изображение гальванической ячейки

ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ, единичные ячейки хим. источников тока, предназначенных для однократного электрич. разряда (непрерывного или прерывистого). После разряда гальванические элементы, в отличие от аккумуляторов, теряют работоспособность. Иногда термин "гальванические элементы" применяют и для обозначения единичных ячеек аккумуляторных батарей, к-рые предназначены для многократного использования, т. е. после разряда м. б. снова заряжены. Главные составные части гальванических элементов: два электрода разл. природы и электролит. Обычно электроды - это металлич. пластинки или сетки, на к-рые нанесены реагенты ("активные в-ва"); на отрицат. электрод - восстановитель (Zn, Li и др.), на положительный -окислитель (оксиды Mn, Hg и др., а также соли). На каждом из электродов, погруженных в электролит, устанавливается определенный потенциал (окислит.-восстановит. потенциал данной электродной р-ции); разность этих потенциалов в отсутствие тока наз. напряжением разомкнутой цепи (НРЦ). При соединении электродов между собой с помощью внеш. электрич. цепи электроны начинают перетекать от отрицат. электрода к положительному - возникает электрич. ток. Суммарная электрохим. р-ция на обоих электродах наз. токообразующей; по мере ее протекания восстановитель отдает, а окислитель присоединяет электроны. Ток прекращается при размыкании внеш. цепи, а также после израсходования запаса хотя бы одного из реагентов. Побочные хим. или электрохим. р-ции приводят к саморазряду гальванических элементов, ограничивающему длительность их хранения, к-рая для лучших образцов может достигать 10 лет. Гальванические элементы применяют гл. обр. для питания переносной аппаратуры (напр., транзисторных радиоприемников) и поэтому изготавливают преим. с невыливающимся электролитом (загущенным или твердым). В отличие от аккумуляторов, гальванические элементы не нуждаются в особом уходе при эксплуатации.

20 Электродные процессы: двойной электрический слой, (стандартный) электродный потенциал.

   При погружении  металлической пластины в какую-нибудь полярную жидкость ( ) происходит взаимодействие полярных молекул жидкости с катионами Ме. Катионы переходят (гидратируют) в раствор. Избыточные электроны остаются на пластине. Отрыв 1-ых катионов происходит быстрее, чем последних.

 – электродный потенциал.

   Если погрузить  металлическую пластину в раствор  его соли, то образуется 2-ой слой, но возможны 2 механизма образования  этого слоя:

 в                 или                        в

   Экспериментально  измерять  нельзя. На практике используется разность потенциалов между данным электродом и электродом сравнения. В качестве электрода сравнения часто используют стандартные электроды. Водородный электрод – платиновая пластина, покрытая платиновой чернью и погруженная в раствор или с активностью ионов равной .

Напряжённость (потенциал) стандартного водородного электрода:

Напряжённость (потенциал) каждого электрода зависит от:

 природы металла

 активности его  ионов в растворе

 абсолютной температуры

Уравнение Нернста: , где

– напряжённость (потенциал) стандартного водородного электрода, – число Фарадея,

 – активность  .

Отрицательный потенциал Zn²⁺│Zn (E^° = –0,76 B) означает, что в стандартных условиях цинковый электрод может быть только анодом, его окислительные функции по отношению к водородному электроду 2H⁺│H₂ отрицательные. Цинк здесь восстанавливает катионы водорода, электроны во внешней цепи перетекают от цинка к водороду:

Суммируя эти реакции, получим 

то есть электрод с  более положительным значением  стандартного электродного потенциала является окислителем по отношению  к электроду с менее положительным значением E^°.

21.В электрохимии стандартный электродный потенциал, обозначаемый Eo, E0, или EO, является мерой индивидуального потенциала обратимого электрода (в равновесии) в стандартном состоянии, которое осуществляется в растворах при эффективной концентрации в 1 моль/кг и в газах при давлении в 1 атмосферу или 100 кПа (килопаскалей). Объёмы чаще всего взяты при 25 °C. Основой для электрохимической ячейки, такой как гальваническая ячейка всегда является окислительно-восстановительная реакция, которая может быть разбита на две полуреакции: окисление на аноде (потеря электрона) и восстановление на катоде (приобретение электрона). Электричество вырабатывается вследствие различия электростатического потенциала двух электродов. Эта разность потенциалов создаётся в результате различий индивидуальных потенциалов двух металлов электродов по отношению к электролиту.

Положительный окислительно-восстановительный  потенциал электрода Cu2+│Cu (E° = +0,34 B) показывает, что в стандартных условиях водород окисляется ионами меди, медный электрод по отношению к водороду является катодом, электроны по внешней цепи переходят от водорода к меди:

22Для гальванического элемента принята следующая форма записи (на примере элемента Даниэля):

Zn | ZnSO₄ || CuSO₄ | Cu,

где вертикальная линия | обозначает границу раздела фаз, а двойная вертикальная линия || - солевой мостик. Электрод, на котором происходит окисление, называется анодом; электрод, на котором происходит восстановление, называется катодом. Гальванический элемент принято записывать так, чтобы анод находился слева.

Электродные полуреакции  принято записывать как реакции восстановления , поэтому общая реакция в гальваническом элементе записывается как разность между реакциями на правом и левом электродах:

Правый электрод: Cu²⁺ + 2e = Cu

Левый электрод: Zn²⁺ + 2e = Zn

Общая реакция: Cu²⁺ + Zn = Cu + Zn²⁺

Потенциал E электрода рассчитывается по формуле Нернста:

,

где a_Ox и a_Red - активности окисленной и восстановленной форм вещества, участвующего в полуреакции; E^o - стандартный потенциал электрода (при a_Ox = a_Red =1); n - число электронов, участвующих в полуреакции; R - газовая постоянная; T - абсолютная температура; F - постоянная Фарадея. При 25^o C

Стандартные электродные  потенциалы электродов измеряются относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого принят равным нулю. Значения некоторых стандартных  электродных потенциалов приведены  в таблице 12.1.

Электродвижущая сила (ЭДС) элемента равна разности потенциалов правого и левого электродов:

E = E_П - E_Л.

Если ЭДС элемента положительна, то реакция (так, как она  записана в элементе) протекает самопроизвольно. Если ЭДС отрицательна, то самопроизвольно протекает обратная реакция.

Стандартная ЭДС равна разности стандартных потенциалов:

.

Для элемента Даниэля  стандартная ЭДС равна

E^o = E^o (Cu²⁺/Cu) - E^o (Zn²⁺/Zn) = +0.337 - (-0.763) = +1.100 В.

ЭДС элемента связана  с  G протекающей в элементе реакции:

G = - nFE.

Зная стандартную ЭДС, можно рассчитать константу равновесия протекающей в элементе реакции:

.

Константа равновесия реакции, протекающей в элементе Даниэля, равна

= 1.54^. 10³⁷.

Зная температурный коэффициент ЭДС , можно найти другие термодинамические функции:

S =

H = G + T S = - nFE + .

25,26.

   Электролиз – ОВР, протекающая на электродах при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита.

I. Активные металлы

1. Соль активного металла  и бескислородной кислоты

NaCl ↔ Na⁺ + Cl⁻

K"катод"(-): 2H₂O + 2e = H₂ + 2OH⁻

A"анод"(+): Cl⁻ — 1e = Cl⁰; Cl⁰+Cl⁰=Cl₂

Вывод: 2NaCl + 2H₂O(электролиз) → H₂ + Cl₂ +2NaOH

 
2. Соль активного металла и  кислородсодержащей кислоты

Na₂SO₄↔2Na⁺+SO₄²⁻

K(-): 2H₂O + 2e = H₂ + 2OH⁻

A(+): 2H₂O — 4e = O₂ + 4H⁺

Вывод: 2H₂O (электролиз) → 2H₂ + O₂

 
3. Гидроксид: активный металл  и гидроксид-ион

NaOH ↔ Na⁺ + OH⁻

K(-): 2H₂O + 2e = H₂ + 2OH⁻

A(+): 2H₂O — 4e = O₂ + 4Н⁺

Вывод: 2H₂O (электролиз) → 2H₂ + O₂

 
II. Менее активные металлы

1. Соль менее активного  металла и бескислородной кислоты

ZnCl₂ ↔ Zn²⁺ + 2Cl⁻

K"катод"(-): Zn²⁺ + 2e = Zn⁰

A"анод"(+): 2Cl⁻ — 2e = 2Cl⁰

Вывод: ZnCl₂ (электролиз) → Zn + Cl₂

 
2. Соль менее активного металла  и кислородсодержащей кислоты

ZnSO₄ ↔ Zn²⁺+SO₄²⁻

K(-): Zn²⁺ + 2e = Zn⁰

A(+): 2H₂O — 4e = O₂ + 4Н⁺

Вывод: 2ZnSO₄ + 2H₂O(электролиз) → 2Zn + 2H₂SO₄ + O₂

3. Гидроксид: невозможно (нерастворим)

III. Неактивные металлы

Точно так же

23. Электролиз: понятие, \

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 1709 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). Применяется для получения многих веществ (металлов, водорода, хлора и др.), при нанесении металлических покрытий (гальваностегия), воспроизведении формы предметов (гальванопластика).

24 Электролиз – ОВР, протекающая на электродах при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита.

   При электролизе  катод (отрицательный электрод) является  восстановителем, т.к. он отдает  электроны катионам, а анод (положительный  электрод) – окислителем, т.к. он принимает электроны от анионов. Восстановительное и окислительное действие электрического тока во много раз сильнее химических восстановителей и окислителей. Электролиз расплавленных электролитов и их растворов протекает по-разному. В последнем случае в процессах могут участвовать молекулы воды. Например, электролиз расплава NaCl:   В случае водных растворов на электродах могут разряжаться также ионы Н⁺ и OH^- – продукты диссоциации воды:

катод (-) :     2H⁺ + 2e = H₂⁰

анод (+) :     4OH^- - 4e = O₂ + 2H₂O.

  Возможны три случая протекания восстановительного процесса на катоде:

1. В случае солей  благородных металлов (стоящих правее  водорода в ряду напряжений) при  электролизе происходит восстановление  катионов самих металлов.

2. Катионы активных металлов (от Li до Al включительно в ряду напряжений) не восстанавливаются на катоде, а вместо них восстанавливаются катионы водорода воды.

3. Катионы менее активных  металлов (от Al до H₂ в ряду напряжений) при электролизе на катоде восстанавливаются одновременно с катионами водорода воды.

   Процессы на  аноде. Анионы, не содержащие кислорода  
(Cl^-, Br^-, S^-2), окисляются легче, чем ОН^-. Если же анионы электролита содержат кислород, то окисляются не они, а анионы ОН^-.

   Основной закон электролиза (закон Фарадея): количество вещества, окисленного на аноде или восстановленного на катоде, пропорционально количеству прошедшего через раствор или расплав

электричества:  , где m – масса вещества, образовавшегося на электроде, г;  Э – эквивалентная масса вещества, г/моль; I – сила тока, А; t – время, с; F – число Фарадея (96500 Кл/моль).

Э=А/n, где А – атомная  масса элемента, n – его зарядность в соединении.

27 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

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

В самом общем виде ясно, что металлы, находящиеся в  начале периодов характеризуются низкими значениями электрохимических потенциалов и занимают места в левой части ряда напряжений. При этом чередование щелочных и щёлочноземельных металлов отражает явление диагонального сходства. Металлы, расположенные ближе к серединам периодов, характеризуются большими значениями потенциалов и занимают места в правой половине ряда. Последовательное увеличение электрохимического потенциала (от −3,395 В у пары Eu²⁺/Eu^{[источник не указан 629 дней]} до +1,691 В у пары Au⁺/Au) отражает уменьшение восстановительной активности металлов (свойство отдавать электроны) и усиление окислительной способности их катионов (свойство присоединять электроны). Таким образом, самым сильным восстановителем является металлический европий, а самым сильным окислителем — катионы золота Au⁺.

В ряд напряжений традиционно включается водород, поскольку практическое измерение электрохимических потенциалов металлов производится с использованием стандартного водородного электрода.

28 Коррозия металлов: понятие, виды (химическая, электрохимическая), защита металлов от коррозии.

   Коррозия  — это разрушение металла в  результате его физико-химического взаимодействия с окружающей средой. При этом металлы окисляются и образуются продукты, состав которых зависит от условий коррозии.

   По механизму  протекания коррозионного процесса, зависящему от характера внешней  среды, с которой взаимодействует металл, различают химическую и электрохимическую коррозию. 

   Химическая  коррозия характерна для сред, не проводящих электрический ток. При химической коррозии происходит прямое гетерогенное взаимодействие металла с окислителем окружающей среды. По условиям протекания коррозионного процесса различают:

 а) газовую коррозию - в газах и парах без конденсации  влаги на поверхности металла,  обычно при высоких температурах. Примером

газовой коррозии может  служить окисление металла кислородом воздуха при высоких температурах;

 б) коррозию в  неэлектролитах — агрессивных  органических жидкостях, таких,  как сернистая нефть и др.

   Электрохимическая коррозия характерна для сред, имеющих ионную проводимость. При электрохимической коррозии процесс взаимодействия металла с окислителем включает анодное растворение металла и катодное восстановление окислителя. Электрохимическая коррозия может протекать:

 а) в электролитах  — в растворах солей, кислот, щелочей, в морской воде;

 б) в атмосфере  любого влажного газа;

 в) в почве. 

29Оксид железа(III) — амфотерный оксид с большим преобладанием основных свойств. Красно-коричневого цвета. Термически устойчив до высоких температур. Образуется при сгорании железа на воздухе. Не реагирует с водой. Медленно реагирует с кислотами и щелочами. Восстанавливается монооксидом углерода, расплавленным железом. Сплавляется с оксидами других металлов и образует двойные оксиды — шпинели.

В природе встречается  как широко распространённый минерал гематит, примеси которого обусловливают красноватую окраску латерита, красноземов, а также поверхности Марса.

Получение

Термическое разложение соединений солей железа(III) на воздухе:

В природе — оксидные руды железа гематит Fe₂O₃ и лимонит Fe₂O₃·nH₂O

30   Коррозию металлов можно затормозить изменением потенциала металла, пассивацией металла, снижением концентрации окислителя, изоляцией поверхности металла от окислителя, изменением состава металла и др. При разработке методов защиты от коррозии используют указанные способы снижения скорости коррозии, которые меняются в зависимости от характера коррозии и условий ее протекания. Выбор способа определяется его эффективностью, а также экономической целесообразностью. Все методы защиты условно делятся на следующие группы: а) легирование металлов; б) защитные покрытия (металлические, неметаллические); в) электрохимическая защита; г) изменение свойств коррозионной среды; д) рациональное конструирование изделий.

неметаллические); в) электрохимическая защита; г) изменение свойств коррозионной среды; д) рациональное конструирование изделий.

   Легирование металлов. Это эффективный метод повышения коррозионной стойкости металлов. При легировании в состав сплава вводят компоненты, вызывающие пассивность металла. В качестве таких компонентов применяют хром, никель, вольфрам и др.

   Защитные покрытия. Слои, искусственно создаваемые на поверхности металлических изделий и сооружений для предохранения их от коррозии, называются защитными покрытиями. Если наряду с защитой от коррозии покрытие служит также для декоративных целей, его называют защитно-декоративным. Выбор вида покрытия зависит от условий, в которых используется металл.

   Электрохимическая защита. Этот метод защиты основан на торможении анодных или катодных реакций коррозионного процесса. Электрохимическая защита осуществляется присоединением защищаемой конструкции металла с более отрицательным значением электродного потенциала — протектора, а также катодной (катодная защита) или анодной (анодная защита) поляризацией за счет извне приложенного тока. Наиболее применима электрохимическая защита в коррозионных средах с хорошей ионной электрической проводимостью. Катодная защита используется для защиты от коррозии подземных трубопроводов, кабелей.

   Изменение свойств коррозионной среды. Для снижения агрессивности среды уменьшают концентрацию компонентов, опасных в коррозионном отношении. Например, в нейтральных средах коррозия обычно протекает с поглощением кислорода. Его удаляют деаэрацией (кипячение инертного газа) или восстанавливают с помощью соответствующих восстановителей (сульфиты).

   Рациональное конструирование изделий должно исключать наличие или сокращать число и размеры особо опасных, с точки зрения коррозии, участков в изделиях или конструкциях (сварных швов, узких щелей, контактов разнородных по электродным потенциалам металлов и др.), а также предусматривать специальную защиту металла ) этих участков от коррозии.

26

3.

3