25. Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации

Все растворы делятся на электролиты и неэлектролиты. Электролиты - вещ-ва, водные растворы и расплавы кот проводят эл ток. К ним относятся почти все соли, кислоты, основания - вещ-ва с ионной или сильно полярной ковалентной связью. Электролитич диссоциация - процесс распада молекул электролита на ионы под действием молекул растворителя. Сущ-ет теория э/д для водных раст-ов слабых электролитов, кот была сформулирована Арениусом в 1887г. Положения: 1)электролиты в растворе распадаются (диссоциируют) на полож (катионы) и отриц (анионы) заряженные ионы, 2)ионы обладают другим запасом энергии чем молекулы и имеют др сво-ва, 3)ионы в раст-ре наход-ся в хаотич движении, под действием эл поля полож ионы движ к катоду, а отриц к аноду, 4)диссоциация - обрат процесс, одноврем с ним идет соединение ионов в молекулы (молеризация). Механизм э/д При раствор вещ-ва диполи воды концентрируются около (+) и (-) ионов вещ-ва возникает иондипольное взаимодействие, ионы отрываются от кристалла и в гидратированном виде переходят в раствор, идет диссоциация. Процесс диссоциации полярных молекул осущ-ся с переходом полярной структуры в ионную и послед-им образованием гидратированных ионов. Кислоты - эл-ты, при дис-ии кот в качестве катионов образ-ся только ионы Н+. Бескислородные и кислородсодержашие. Многоосновные могут дис-ть ступенчато. Н+обуслав кислую среду. Основания - эл-ты, при дис-ии кот в кач-ве анионов образ-ся только гидроксид-ионы ОН-. Обуславл щелочную среду, изменение окраски индикаторов и мыльность наощупь. Может проходить ступенчатая дис-ия. Соли - средние, кислые, основные, двойные. Амфотерные электролиты - соединения двойст-ого хар-ра. В кислой среде проявл сво-ва основания и диссо-т с отщеплением ОН-. В щелочной среде проявл сво-ва кислот и дис-ют с отщепл катионов Н+. Амфотерность объясн малым различием прочности связей R-O и OН.

26. Сильные и слабые электролиты. Степень константа диссоциации слабых электролитов Закон разбавления Оствальда

Электролитич диссоциация - процесс распада молекул электролита на ионы под действием молекул растворителя. Но лишь часть электролита диссоциирует в растворе на ионы. Сущ-ет понятие степени дис-ии . - отношение числа молекул распавшихся в данном растворе на ионы к общему числу молекул в растворе выражается в долях единиц или процентах. Если =1 - полная диссоц-я, сильный электролит, если =0 - нет дис-ии, неэлектролит. повыш с ростом температуры и разбавлением раствора. По степени ди-ии растворы делятся на сильные и слабые электролиты. Сильные эл-ты - практически полностью дис-ют на ионы. К ним относятся неорганич кислоты HCl, HBr, H2SO4, HMnO4, основания щелочных и щелочнозем металлов, почти все соли. Вследствии полной дис-ии сильных эл-ов конц-я ионов в растворе высокая и возникает притяжение между ионами. Каждый ион окр-ся слоем противоположнозаряж ионов в виде ионного облака - ионной атмосферы, что уменьшает подвижность ионов. Эл-ты прояв себя как будто их конц-я меньше действительной. В рез-те при опред меньше 100% и называется кажущейся степенью диссоциации. экспер30% - сильный эл-т (табличное значение). Для учета суммарных влияний межионных и межмолекулярных взаимод-ий в растворе сильного эл-та используют понятие, называемое активностью a=Cf. A - реальная конц-я ионов, C- истинная конц-я, f- эффект активности, кот учитывает все виды взаимод-я частей в растворе. Опред-ся опытным путем, f1. Слаб электролиты незначит дис-ют на ионы, 3%. К слабым электролитам относится большинство органических кислот а из важнейших неорганических соединений к ним принадлежат Н2СО3 Н2S НС Н2SiО3 и Н4ОН, основания нещелочных и нещелочноземельных металло Mg(OH)2, Cu(OH)2, Al(OH)3, соли HgCl2, CoCl2, вода. Слабые электролиты хар-ся константой диссоциации, кот равна константе равновесия, установившегося в рез-те дис-ии слабого электролита. НС=Н++С- Кр=Н+С-/НС=Кд. Кд зависит от температуры и природы эл-та и не зависит от конц-ии. С повышением темп-ры Кд понижается. Многоосновные слабые кислоты и многокислотные основания дис-ют ступенчато. Причем Кд по каждой последней ступени на несколько порядков ниже, чем по предыдущей. Между и Кд сущ-ет зависимость, кот носит название закона разбавления Оствальда. Примем исход молярную конц-ю за С а степень диссоциации в данном растворе за . Тогда концентрация каждого из ионов будет С а концентрация недиссоциированных молекул С(1-)Тогда уравнение константы диссоциации принимает вид: К=(С)2/С(1-) или К=С2 /(1-) Оно даёт возможность вычислять степень диссоциации при различных концентрациях электролита если известна его константа диссоциации Пользуясь этим уравнением можно также вычислить константу диссоциации электролита зная его степень диссоциации при той или иной концентрации для очень слабых эл-ов гораздо меньше 1. След-но ее значением можно пренебречь. Кд=(C)2 . Степень диссоциации увелич с разбавлением раствора, пониж конц-ии и увелич Кд.

27. Реакции обмена в растворах электролитов и условия их протекания

Электролиты - вещ-ва, водные растворы и расплавы кот проводят эл ток. К ним относятся почти все соли, кислоты, основания - вещ-ва с ионной или сильно полярной ковалентной связью. В растворах электролитов могут протекать реакции обмена. Это реакции, вызванные взаимодействием между ионами растворенных вещ-в. протекают с высокими скоростями, т. к. реагенты находятся в антивирусном состоянии. Обязательным условием протекания реакции ионного обмена является смещение химического равновесия в сторону образования малорастворимых веществ (осадков), газов, слабых электролитов. При составлении ионно-молекулярных уравнений сильные эл-ты зап-ся в виде ионов, слабые - осадки, газы - в виде молекул. Для составления этих уравнений надо знать какие соли растворимы в воде и какие практически нерастворимы.

28. Ионное произведение воды Водородный показатель рН-среды

Чистая вода очень плохо проводит эл ток, т. е. вода - слабый электролит, незначительно дис-ет на ионы. Кд=Н+ОН-/Н2О=1, 8*10-16 (при 22 градусах). Кд воды очень мала, т. к. доля молекул, участвующих в дис-ии очень маленькая, поэтому конц-я недис-их молекул воды практически равна молярной концентрации молекул в жидкой воде (1000/18=55, 5 моль/л). Для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная Эта постоянная величина называется ионным произведением водыЧисленное значение её нетрудно получить подставив в последнее уравнение концентрации ионов водорода и гидроксид - ионов В чистой воде при 220С Н+*ОН-=Кд*C=1. 8*10-16*55. 5=10-14 КU=10-14 - ионное произведение воды. Растворы в которых концентрации ионов водорода и гидроксид - ионов одинаковы называются нейтральными (10-7моль/л). В кислых растворах больше концентрация ионов водорода в щелочных - концентрация гидроксид -ионовНо какова бы ни была реакция раствора произведение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов остаётся постоянным пользоваться значениями концентрации с отриц степенями неудобно, поэтому на практике для хар-ки среды применяют водородный показатель рН. Вместо концентрации ионов водорода указывают её десятичный логарифм взятый с обратным знаком рН= -lgН+ В нейтральном растворе рН=7 В кислых растворах рН<7 и тем меньше, чем кислее раствор. Наоборот, в щелочных растворах рН>7, и тем больше, чем больше щёлочность раствора. Для измерения рН существуют различные методы. Приближенно реакцию раствора можно определить с помощью специальных реактивов, называемых индикаторами окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода рН метр или универсальный индикатор. Лакмус: фиолет, красный, синий; метилорандж: оранж, красный, желтый; ф/ф: бесцветный, бесцветный, малыновый.

29. Гидролиз солей Различные случаи гидролиза

Гидролиз (в переводе разложение водой) - процесс взаимод ионов соли с ионами воды, в рез-те кот образуется слабый электролит, что сопровождается связыванием одного из ионов воды, смещением равновесия диссоциации воды и изменением рН раствора. Различают зидролиз по катиону и аниону. 1)Если соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, то гидролиз идет по катиону c образованием ионов Н+. Если катион многозарядный, то гидролиз протекает по первой стадии с образованием соли. CuCl2+HOHCuOHCl+HCl, CuOHCl+HOHCu(OH)2. Накопление ионов Н+ приводит к уменьшению ионов ОН-. Кислая реакция среды. 2) Если соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, то гидролиз идет по аниону, приводит к связыванию ионов Н+, накапление ОН-, среда реакции нщелочная. Если анион соли многозарядный, то гидролиз идет по первой стадии с образов кислой соли. Na2CO3+HOHNaHCO3+NaOH, NaHCO3+HOHH2CO3+NaOH. 3)Если соль образована катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, то гидролиз идет по катиону и аниону. Реакция среды зависит от относит силы образ-ся кислоты и основания. NH4CN+HOHNH4OH+HCN. 4)Если соль образована слабым многокислотным основанием и слабой многоосновной кислотой, то гидролиз идет до конца и практически необратим. В рез-те образуется осадок и выделяется газ. 5)Если соль образована сильным основанием и сильной кислотой, гидролиз не идет. KCl+HOHгидролиз не идет. нейтрализация в этом случае сводится к процессу Н++ОН-= Н2О а обратная реакция-диссоциация молекулы воды на ионы - протекает в ничтожно малой степени реакция среды нейтральная.

30. Вода. Строение молекулы. Физические и химические свойства. Диаграмма состояния воды

Вода - весьма распрост-ое на Земле вещ-во. Она покрывает почти 4/5 площади земной поверхности, входит в состав минералов, горных пород. В организме человека 65%, фруктах - 95%. Много воды в газообразном состоянии в виде паров в атмосфере. Природная вода не бывает совершенно чистой. Наиболее чистой явл-ся дождевая вода. Вода имеет очень большое значение в жизни растений, животных и человека. Во всяком организме вода представляет собой среду, в кот протекают хим процессы, обесп-ие ж/д организма, она сама принимает участие в целом ряде биохим реакций. Формула воды - Н2О. Молекула полярная, оттяжка эл плотности от Н к О. Наличие непод пары у О и смещение обобщ пар обусл-ет образ-ие водородных связей, наличие кот объясняет аналитические сво-ва воды. 1)в кристалле льда молекула воды образует 4 водород связи с соседними мол-ми воды и образ-ся рыхлая тетраедрич кристал-ая структура со свободными полостями. Плотность льда 0, 92 г/кубсм. При плавлении рвется до 15% водородных связей, разруш-ся стр-ра льда, молекулы сближ-ся, запол-ся пустоты, плотность возрастает 1 г/кубсм(при 904гр). при пониж тем-ры усил-ся тепловое движ-ие молекул и плотность умен-ся до 0, 998. Бесцветная прозрачная жид-ть 2)лед легче воды, поэтому водоемы не промерзают зимой до дна и в них сох-ся жизнь. При замерзании объем воды увелич на 10%, что разрывает трубы, дает трещины из всех вещ-в. 3)вода имеет наиб теплоемкость, медленно нагревается летом, медленно охл-ся зимой, регулирует темп-ру Земли. 4)вода обладает высокой полярностью. Хим сво-ва: большая уст-ть к нагреванию, реагир с основаниями, кислыми оксидами, щелочными и щелочнозем металлами, участвует в процессах раствор, дис-ии, гидролиза. Вода может нах-ся в трех фазах - лед, вода, пар. Диаграмма сост-я воды отраж условия равновесного сущ-я воды в различных фазах в зав-ти от темп-ры и давления. Область диаг-мы разделена на 3 зоны тремя кривыми, сходящ-ся в т. О. ОА -кривая кипения, равнов состояние вода-пар, при кот скорость испар жидк-ти=скор-ти конден-ии. Пар при таком сост-ии наз-ся насыщ-ым, а его давление - давлением насыщ пара. Вода закип, когда давл насыщ пара достиг вершины давления. Вода кипит при 100гр, если давление нас пара 700 мм рт. С пониж давления, темп-ра давл пониж. ОС - кривая крис-ии, соотв равновесию вода-лед. Вода замерзает, когда давление ее нас пара станов-ся равным дав-ю нас пара под тверд фазой, в кот она переходит. Вода замерз при 0гр, с повыш давл-я тем-ра незн-но умен-ся, что обусл-но разрывом водород связей. Крист-ия воды сопр-ся ростом объема. ОВ - кривая сублимацмм. Равновесие лед-пар, отражает процесс перехода из тв сост-я в парообразное. Все кривые пересек в т. О. ее координаты - условия сущ-я трехфазной системы.

31. Диффузия, осмос, осмотическое давление Закон Вант-Гоффа

Частицы раств вещ-ва и растворителя находятся в беспорядочном тепловом движении и равномерно распределяются по всему объёму раствора Диффузия - самопроизв процесс перемещения частиц вещ-ва, приводящий к вырав-ю концентрации раствора. Если растворы с различной конц-ией разделить полупроницаемой мембраной, пропускающей только молекулы раств-ля (бычий пузырь, цалафан) то диффузия может стать односторонней если в сосуд из полупрониц мембраны, переходящий в узкую трубку, поместить раст-р сахарозы и погрузить в чистую воду, то вырав-ие кон-ии будет происходить только за счет молекул воды, кот в большем кол-ве диф-ют в раст-р чем обратно. Такая одностор диффузия называется осмосом в сосуде с раствором созд-ся давление, под действ кот жидкость подним-ся в трубке пока не наступит равновесие между р-ом и раст-ем. Осмотическое давление - это то давление, которое необходимо приложить раствору, что прекратился осмос это то избыт давление, кот оказывает р-ор на полупрониц перегородку в момент его равновесия с раств-ем. При измерениях осмотического давления различных растворов было установлено, что величина осмотического давления зависит от концентрации раствора и от его температуры, но не зависит ни от природы растворенного вещества, ни от природы растворителя В 1886 Вант - Гофф показал, что для растворов не электролитов невысоких концентраций зависимость осмотического давления от концентрации и температуры раствора выражается уравнением: Р=СRТ Здесь Р-осмотическое давление раствора, Па; С - его мольно-объемная концентрация (молярность), моль/л; R- универсальная газовая постоянная, 8, 314 Дж/(моль*К); Т - абсолютная температура раствора Молярность раствора С представляет собой отношение числа молей растворенного вещества n к объему раствора V (л) С=n/V а число молей вещества равно его массе m делённой на мольную массу М Отсюда для молярности раствора получаем С=m/MV Представляя это значение С в уравнение Вант-Гоффа найдём pV=1000m/M*RT Это уравнение позволяет по величине осмотического давления раствора определять мольную массу стенки растит клеток, живых орг-ов пред-ют полупрон мембрану, через кот свободно проходят мол-лы воды, но зад-ся вещ-ва, раствор-ие в клеточном соке

32. Давление пара над растворами Кипение и кристаллизация водных растворов. Закон Рауля

Равное состояние вода-пар, при кот скорость испар жидк-ти=скор-ти конден-ии. Пар при таком сост-ии наз-ся насыщ-ым, а его давление - давлением насыщ пара. При данной температуре давление насыщенного пара над каждой жидкостью- величина постояннаяОпыт показывает, что при растворении в жидкости какого-либо вещества давление насыщенного пара этой жидкости понижается, т. к. часть поверхности раствора занята мол-ми нелетучего раств вещ-ва, кот сниж скорость испарения молекул раств-ля. Таким образом, давление насыщенного пара растворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем при той же температуре В 1887 французский физик Рауль, изучая растворы различных нелетучих жидкостей и веществ в твердом состоянии, установил следующие законы: 1) в разбавленных р-ах неэл-ов при пост темп с пониж давления нас пара над раст-ом пропорц-но молярной доле раств вещ-ва. р0-р/р0=m/M, где р0-давление нас пара над чистым раст-ем, р-давление нас пара над раст-ом, m-число молей раств вещ-ва, M-число молей раств-ля. Следствием снижения давления нас пара над раст-ом явл-ся повыш темп кипения и пониж темп замер-я по сравнению с чистым раст-ем. 2)повышение темп кип-я и пониж темп зам-я раст-ов неэл-ов пропорц-но молярной конц-ии р-ра tкип=кэб*С, tзам=ккр*С, где кэб-эбуллиоскопическая константа, ккр-криоскопичекая константа. Кэб и ккр равны изм-ю темп кип и замер одномолярных раст-ов. На понижении темп зам растворов основано действие антифризовых жидкостей с низ темп зам, применяемых для охлаждения двигателей автомобилей. Действие противоморозных добавок поз-ет произ-ть бетонирование при низких темп-ах - метод холодного бетона. Раствор кипит и крист-ся в некот интервале темп-р. Темп-ра крист-ии и темп кипения.

33. Природные воды, их состав, жесткость воды, методы ее устранения. Применение воды в строительстве

Природная вода нах-ся в непрер взаимод-ии с окр средой и растворяет орган и неорган соед-я. Органич примеси имеют сложный состав и наход-ся в основном в коллоидном состоянии (кремн кислота и ее сод-я). Неорганич примеси в виде катионов Na+, Ca+, Mg2+, K+, Fe2+, Fe3+, Al3+, анионов HCO3-, OH-, CO32-, NO3-, F-, SO42-, Cl-. В состав природных вод входят газы CO2, O2, N2, H2S, бактерии, микроорганизмы и продукты их ж/д, микроэлементы, взвеси. Состав прир вод хар-ся солесодерж-ием, щелочностью, жесткостью. Жесткость обусловлена содер-ем раствор солей Ca и Mg, присут-ем их гидрокарбонатов (временная), их сульфатов и хлоридов (пост-ая). Врем +пост=общая. Жесткость выр-ся суммой эквивалентов ионов Ca2+ и Mg2+, содержащихся в 1 л воды (ммоль/л). по величине жесткости различают 1)очень мягкая (до 1) - дождевая и снеговая, нет накипи 2)мягкая(1-2) и средняя(2-10) - речная и озерная, образует накипь 3)жесткая(10-12) и очень жесткая(12) - грунтовая, родниковая, колодезная, много накипи, без умягчения не прим 4)вода морей и океанов(80-100). Отриц действие жесткости: 1)образ накипь в системах охлажд двиг, на стенках паровых котлов, что приводит к перегреву и коррозии 2)соли MgCl2, MgSO4 в р-ре гидролизуются, образую кисл среду, что ускор коррозию констр-ий 3)эти соли вызыв магнез и сульф коррозии цемент камня. Методы устранения сводятся к сниж конц-ии ионов Ca и Mg путем осажд-ия их в виде нераств солей или методом ионного обмена: 1)термич устр-ся только врем ж-ть Ca(HCO3)2=CaCO3+CO2+H2O, 2)реагентирование - не дает дост степени умяг-я, требует большого расхода реактивов, сложность по технолог осущ-ю. Известк метод +Ca(OH)2, содовый +Na2CO3, натронный +NaOH, фосфорный+Na3PO4. 3)в пром услов ж-ть уст методом ионного обмена, кот основан на спос-ти высокомолек соед-ий обменивать вход в их состав подвиж ионы на ионы, наход в воде. Иониты-тв зернистые, нераств в воде вещ-ва. По хар-ру обмен ионов различ катиониты и аниониты. Катиониты NaR, HR - обмен ионы Na+ и H+ на катионы Ca2+ и Mg2+ из воды. Аниониты ROH - обмен анионы OH- на анионы солей из воды. Происход хим обессолев воды. Со врем иониты утрач спос-ть умягчать воду и их подверг регенерации. Воду широко примен в строит-ве. В технол бетон работ воду испол для пригот бетон и раств смесей, поливки констр-ий в процессе тверд бетона, промывки заполнителей.

34. Коллоидные растворы. Методы получения, свойства

химия вещество электрон растворимость

Коллоидные растворы - высокодисперсные гетероген системы с размером частиц дисперсной фазы 1-100 нм. Для получ и длит сущ-я кол р-ов необх 1)взаимная нераств-ть дисп фазы и диспер среды 2)достиж коллоидной степени диспер-ти частиц дисп фазы 3)наличие стабил-ра, прида-го системе уст-ть(избыток одного из реагентов) или поверх-актив вещ-ва(мыло, белки, желатин). Методы получения: 1)дисперсионный - основан на измел частиц дисп фазы до коллоид сост-я (мехки в шаровых и коллоид мельницах, с пом ультразвука, распыл в электр дуге) 2)конденсационный - основан на объедин молекул, атомов, ионов с образ-ем частиц коллоид размеров (путем замены растворителя, путем хим реакций, проводимых в опред усл-ях, в рез кот образ труднораств соед-я - реакции гидролиза, ОВР, реакции обмена). Золи - кол р-ры с жидкой подвижной дисп средой. Свойства: 1)молек-хим сво-ва проявл в тепловом движ частиц, диффузии, седиментацион(кинет) устойчивости. Частицы дисп фазы золя перем-ся в процессе теплового движ-я, выз-ого беспоряд ударами со стороны мол-л среды, и распред по всему объему системы. Диф-ют не охлаждаясь под действ силы тяжести. 2)оптич - мелкие частицы кол рас-ов нельзя увидеть в обычн микроскоп, только в ультрамик-п. частицы дисп фазы золей меньше длин волн лучей видимого света, поэтому они рассеив свет, но не отраж его. При боков освещ-ии бесц золи имеют голубов окраску. На темном фоне набл-ся свят конус. Золи имеют различн окраску, что опред-ся природой, строением, конц-ей р-ра и услов набляд золя. 3)электрич - при пропуск пост эл тока в силу электростат притяж кол частиц противоионы диф слоя взаимод др с др. при этом наблюд электрофарез (передвиж частиц дисп фазы к электроду), электроосмос(перемещ дисп среды через порист перегородку), агрегат уст-ть(спос-ть сохран опред размеры частиц дисп фазы). Наличие эл заряда у кол гранул приводит к их значит гидратации. Полярные молекулы воды ориент-ся около заряж частиц, образуя гидрат оболочки, что умен стремл частиц к укрупл. По хар-ру взаимод диспер фазы с диспер средой различ лиофоб и лиофил системы. У лиофил кол-ов (золи желатина, крахмала, белков, глин вещ-в) прояв значит взаимод диспер фазы и диспер среды. За счет адсорбции на пов-ти кол частиц образ сольватные (гидратные) оболочки из мол-л дисп среды. Лиофил агрегатно очень устойч за счет защитн дейст-я гидрат оболочек, коаг-ют при большом избытке эл-та, обратимы. При коаг-ии образ гель. Лиофоб кол-ды (золи Au, Cu, S, мульфидов, солей). Слабо взаимод с дисп средой. Неуст. Коаг при небол кол-ве эл-та, осаждаясь в виде хлопьев или порошка. Необратимы. Даже при длит хранении не застуднев. Повысить уст-ть можно добавлением лиофил. Кол защита. Уст-ть золей можно нарушить, устранив заряд коллоид частиц и электрозащит гидратную оболочку. При этом частицы слип-ся под дейст-ем межмолек сил, укрупняясь в размерах. Процесс объедин кол частиц в более крупные агрегаты - коаг-я. Процесс осажд укруп частиц под действ силы тяжести - седиментация. Пептизация - процесс перехода получ при коаг осадка в золь. Строение кол систем. Na2SiO3+2HCl=H2SiO3+2NaCl, FeCl3+H2O=Fe(OH)3+3HCl, H2S+CuSO4=CuS+H2SO4. При столк-ии слип-ся, образуя более крупные частицы, на опред этапе обр-ся агрегат кол частицы, состоящие из молекул m. На пов-ти агрегата адсорб потенциал опред ионы nFe3+. Они опред заряд кол частицы. Агрегат и потен-опред ионы притяг из р-ра противоионы Cl-. Причем их большая часть 3(n-x)Cl- нах-ся ближе к ядру кол частицы с потен образ адсорб слой. Меньшая часть 3xCl-распр-ся в диф подвиж слое. Агрегат+адсорб слой=гранула, гранула+противоионы=мицелла.

35. Химические свойства металлов

Металлы вступая в реакции отдают валентные электроны, проявляя восстанов сво-ва. 1)Чем более отриц значение имеет потенц мет, тем выше восстанов спос-ть мет, тем они активнее. 2)каждый предыд мет ряда потенциалов восстанавл все послед за ним мет из раств их солей. 3)Мет с отриц значением потенциала (до Н) вос-ют Н2 из разбавл HCl и H2SO4. 4)С водой при обычных условиях реаг только щелочные и щелочнозем мет. 5)Концентрированная H2SO4 и HNO3 любой конц-ии прояв окисл сво-ва за счет аниона кислотного остатка. Взаимод почти со всеми мет. Образ-ся соли кислот, вода и продукты восстан-я, хар-р кот зависит от актив мет и конц-ии кислоты. Me+H2SO4(HNO3)=соль+H2O+продукт восстановления. H2SO4: акт мет - S, H2S; неакт мет - SO2. HNO3(к): акт мет - NO2, N2O; неакт - NO2. HNO3(р):акт - N2O, N2, NH3; неакт - NO. Конц H2SO4 и HNO3 в обычных услов не реаг с Al, Co, Ni, Ag, Fe. 6)В конц щелочах раст-ся ме, оксиды и гидроксиды кот амфотерны. 7)Мет взаимод с водой с выдел-ем Н2 и образ-ся гидроксид. 8)Мет взаимод с немет (O, S, CO2, N2). ! С Н2 реаг только щелочные и щелочнзем мет.

36. Металлы. Нахождение в природе, получение. Физические свойства. Металлическая связь

Металлы - большинство элементов период системы. Малоактивные (Cu, Hg, Ag) встреч-ся в самородном состоянии, активные в виде руд (Fe3O4, Fe2S, CaCO3, Al2O3). Содержание в земной коре Al 7. 5%, Fe 4. 2%, Сa 3, 25%, Na 2. 4%. методы получения включ обогащение руд (отделение от пустой породы) и извлечение металлов из обогащ руд. Методы обогащения: 1)локтан-ый - основан на различ смягчении компонентов руды водой или лотаторами, 2)гравит-ый - основан на различ плотности пустой породы и руды, 3)магнитная сепарация - основан на различ св-ах компонентов руды. Методы получения основаны на протекании ОВ процессов: 1)пирометаллургический - восстановление мет из руд при повыш темпр-ре коксом (C, CO, H2), 2)гидрометаллургический - основан на переводе соед-ий мет в раст-р спец реагентами (H2SO4, KCN), с послед выделением мет из раствора более актив мет. CuO+H2SO4=CuSO4+H2O, CuSO4+Fe=Cu+FeSO4, 3)электролиз - вос-е активн мет (Na, K, Mg, Al) из расплавов, оксидов, гидроксидов, солей с помощью эл тока. Полученные металлы подверг дополнит очистке: перегонка и переплавка в вакууме, электрорафинирование. Все мет за искл ртути тв крист в-ва. Причиной общности сво-в мет явл-ся сходство в строении их атомов и природа хим связи. В узлах крист решетки мет наход нейтр атомы и полож ионы. Между ними свободно передвиг электроны. Электроныый газ обуславл метал связь. Небольшое число валентных эл-ов однов-но связ-ет большое число атомов. Поэтому в отличие от ковалент, метал связь делокализована и многоцентр-ая, не обладает направл-ю и насыщ-ю вследствии сферич симметрии атомов мет. Энергия метал связи растет с ростом числа валент эл-ов и заряда ядра, что отраж-ся на темп кип и плавл. Al и мет побочных подгрупп имеют более высокие темп кип и плавл, чем щелочн и щелочнозем мет. Свобод эл-ны обусл-ют все общие св-ва тет - непроз-ть, цветность, блеск, большинстов мет серебристо-белого цвета, золотого, желто-красного. Перем-ся эл-ны обусл-ют теплопров-ть и электропровод-ть мет-ов. Отсут-ие направ-ти связи позвол смещать атомные слои крист решетки без разрыва связи, что придает пласт-ть. Поэтому мет легко диф-ся в проволку, поддаются ковке, штамповке. Мет имеют высок механ проч-ть, твердость, что обусл их применение в кач-ве конструк матер-ов. Мет делятся по цвету - черные и цветные, по плотности - легкие5г/кубсм (щелоч и щелочнозем) и тяжелые(Fe, Pb, Sn) по темп плавления - лекгоплавкие(Pb, Sn, K, Cs) и тугоплавкие(Fe, Cr, W).

37. Механизм возникновения двойного электрического слоя. Стандартные электродные потенциалы

Между атомами, ионами и электронами в кристал решетке существует равновесие Me(атомы)Men+(ионы)+ne(электроны в металле). Если погрузить пластину активного металла в раствор его соли, ионы с поверх-о слоя мет под действ полярной молекулы воды начинают отрываться и в гидратир-ом виде переходят в раствор. В рез-те пов-ть мет заряжается отриц из-за избытков электронов. Ионы мет в раст-ре конц-ся у поверх-ти пластины вследствии электростатич притяжения. С повышением кон-ии ионов мет у пов-ти пластины выход из мет их ослаб-ся и усил-ся переход ионов из р-ра в решетку мет. Со временем между поверх-ю мет и раст-ом устан-ся подвижное равновесие. Ме(атомы)+mН2О=Меn++mH2O(гидратир ионы)+nе. Металл становится заряженным отрицательно, а раствор -положительно. Положительно заряженные ионы из раствора притягиваются к отрицательно заряженной поверхности металла. На границе мет-раствор образ двойной эл слой и возникает разность потенциала (скачок), называемый равновесным электродным потенциалом . Состояние равнов-я зависит от актив-ти мет и концентрации его ионов в растворе. По мере перехода ионов в раствор растёт отрицательный заряд поверхности металла и положительный заряд раствора, что препятствует окислению металла. Для некот мет преоблад процесс перехода ионов мет из р-ра на пов-ть мет, пластина заряж +, р-р из-за избытка анионов соли -. На границе мет-раствор также образуется двойной эл слой и возникает . Абсолютное значение экспер-но опред невозм. Опред относит электродный потенциал как разность потенциала, измеряемого электрода и стандартного водородного электрода, потенциал кот равен 0. Станд водор электрод представл пластину, покрытую рыхлым слоем платины. Через р-р кислоты подается газообразный Н2 под р=101325Па и Т=298К, кот адсорбир на пластине. Между ионами Н в р-ре кислоты и Н на пластине возник равновесие 2Н+ +2е=Н2 0=2Н+/Н2=0. Водородный электрод присоед к мет электроду, потенциал кот необход опред. Электродный потенциал, возн-ий при погруж мет в р-р его соли с активностью ионов мет 8моль*ион, измеряемый по отнош к станд водород электроду при t=298, называется стандартным электрод пот-ом мет 0 Меn+/Ме0 Располагая мет в порядке их станд электрод потенциалов получают ряд стандарт электрод пот-ов. зав-т от природы мет, конц-ии(активности) его ионов в р-ре и тем-ры. Уравнение Нернста: =0+0, 059/n*lga, где n-заряд ионов тем, а-активность ионов мет. Стандартный электродный потенциал металлов указывают на меру восстановительной способности атомов металла и меру окислительной способности ионов металла. Чем более отрицательное значение имеет потенциал металла, тем более сильной восстановительной способностью он обладает. При протек ОВР конц-ии исход вещ-в падают, а продуктов реакции - возрастают. Это приводит к измен величин пот-ов обеих полуреакций: ок-ля падает, вос-ля возраст. Когда пот-лы обоих процессов становятся равными, реакция заканчивается - наступает состояние хим равновесия.

38. Химические источники тока: гальванические элементы, аккумуляторы, топливный элемент

Устр-ва, кот примен для непосредс преобр энергии хим ОВ процесса в электр энергию, назыв гальваническими элементами. Их называют также хим источ электр энергии (ХИЭЭ) или хим источн тока. Действие любого гальван элемента основ на протек в нем ОВР. В простейшем случае гальв эл состоит из 2 пластин или стержней, изготовл из различ металлов и погружённых в раствор электролита. Такая система делает возможным пространств разделение ОВР: окисление протекает на одном металле, а восстановление - на другом. Таким образом, электроны передаются от восстановителя к окислителю по внешней цепи. Рассмотрим в качестве примера гальванич эл-т Даниэля-Якоби. Он состоит из Zn и Cu электродов, погр-ых в раст-ры их солей ZnSO4, CuSO4. Они разделены пористой перегородкой. При погруж мет в р-ры солей у каждого из них возник электродный пот-л Zn+2/Zn0=-0. 76В, Cu+2/Cu0=+0. 34В. Zn более электроопред-ен. При соединении электродов проводником, электроны с Zn электрода переходят на медный и во внеш цепи возник ток, на Zn электроде(аноде) идет окисление - ионы Zn2+ переходят в р-р, анод постеп раств-ся. На медном электроде(катоде) идет восс-ие катионов меди из р-ра CuSO4, мет-ая медь осажд-ся на электроде. Одновр-но часть ионов SO42- переходит из р-ра CuSO4 в р-р ZnSO4. Анодом в гальван элементе явл более активный мет, с более эо потенциалом. Схема (-)А Zn/ZnSO4//CuSO4/CuK(+). A:Zn0-2e=Zn+2(окисление), K:Cu+2+2e=Cu0(Вос-ие). Максим разность потенциалов, кот может быть получена при работе гальван элемента наз-ся электродвиж силой электролита. Она равна разности пот-ов катода и анода. Гальванич элемент Вольта(Zn/H2SO4/Cu). В целом сущ-ет до 600 схем таких эл-ов, они могут быть разнообразного размера и формы. Применение - источники автономного питания радио, фото и электро аппаратуры. Г/э - источники тока одноразового действия, в рез-те их работы анод раз-ся. Этого недостатка лишены ак-ры - хим источники тока многократного исп-я (изобретены в 1860г). в них под действ внеш источ тока накапл хим энергия(зарядка), кот затем переходит в электрич энерг(разрядка). Свинцовый кислотный ак-р. состоит из 2 решетчатых свинцовых пластин, заполн перед зарядкой пастой из оксида свинца, и опущ-ых в 25-30% р-р H2SO4. При этом протек хим реакция и образ труднораств PbSO4. PbO+H2SO4=PbSO4+H2O. В ак-ре исп-ся обратность токообраз-ий ОВР. PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4. Зарядка - Pb+2+2e=Pb0, Pb+2-2e=Pb+4. Для накопл хим энергии ак-р заряжают, подключив пластины к ист тока. В рез-те протек процессов одна пластина пок-ся Pb, другая PbO2 и электроды станов различн по ОВ способностям с различн . 1=-0, 36В, 2=+1, 68В. Разрядка ак-ра - работа ак-ря подобна г/э. Pb0-2e=Pb+2, Pb+4+2e=Pb+2. Если соед пластины заряж ак-ра проводником по внеш цепи от Pb к PbO2, происх перенасыщ електронами - возник эл ток. Со врем степ ок-я на электродах выравн, ак-р разряж-ся. Кол-во циклов в ак-ре 250-300. Для получ источ тока с большим напр-ем ак-р соедин с батареей. Применение: старторные ист тока для двиг внутр сгор автомобилей, ист питания для рельс и безрельс транстпорта, энергоснаб систем освещения, средств сигнал-ии, связи, в космич и воен технике.

39. Коррозия металлов. Виды коррозии и формы разрушений. Защита металлов от коррозии

Коррозия - самопроизв процесс разрушения мет-ов под действием агрес окр среды (от лат corrodere -разъедать) по механ протеканию различ хим, электрохим и биолог коррозии. Хим - разр-ие мет без возникн тока в системе. Делится на 1)газовую (под действ сухих газов O2, Cl2, H2S, SO2) при высок темп-ахх, подверг детали двигателей внутр сгорания 2)неэлектролитах (под действ агрессивн органич жидкостей нефть, бензин, масла), подверг двигатели внутр сгорания. Электрохим - разруш мет с возникн тока в систнме, протекает при контакте 2 разных мет или мет и немет. Делится на 1)атмосферную 2)грунтовую(почвенную) 3)электролитах - в водн р-ах кислот, щелочей, мор воды 4)электрокоррозия - возник под действ блуждающих токов от метро, трамваев, ж/д. При электрохим коррозии происх образ местных гальван пар. Участки с более отриц пот-ом явл анодом, и на них происх окис-е мет. Мет разр-ся. Участки с более полож пот-ом явл катодом и на них происх восст-е ок-ля. В кислой среде К:2Н++2е=Н2. Во влажной атмосфере, грунте, воде, электролите К:О2+2Н2О+4е=4ОН-. В нейтр среде К:О2+4Н++4е=2Н2О. В условиях атмосф или почвен кор экспл-ся до 80% строит мет. В дождлив время атмосфера загр-ся промыш отходами SO2, CO2, H2S. Короз-ая акт-ть грунта опр-ся пористостью, влажн-ю, солевым составом, присут-ем микроорг-ов. Наиб скорость коррозии при влажн-ти 25-30% и рН3 - торфян и болотистые грунты. Почвен коррозии подверг трубопроводы, подзем сооруж, сваи. Биолог - вызыв-ся ж/д микроорганизмов, исп-их мет как питат среду или выде-их продукты ж/д, разр-ие мет. SSO2SO3H2SO4. По хар-ру разр-я пов-ти мет различ след формы корроз разр-ий: 1)сплошная (равномер и неравномер) 2)местная (в виде точек, пятен и пигментов, привод к сквозн отверст) 3)подповерх-ая (вспучив и расслоение) 4)межкристал-ая (по границам зерен кристаллов, ухудш мех сво-ва, потеря прочности и пластичности) 5)транскрист-ая (растрескив-ие, в издел на изгиб) 6)селективная (избират, отдел компоненты более актив мет в сплаве). Методы защиты предусм в ходе проектир, изготовл и эксплу-ии конструкций. 1)применение химически стойких сплавов с антикор сво-ми (нержав сталь до 12% Cr, до 10% Ni; легирован сталь с добавл Ni, Co, V, Cr, Cu, Mn) 2)защита поверхности металла покрытиями. Мет покрыт делятся на анодные (издел покрыв более акт мет, при нарушении целостн пок-я образ-ся гальванопара, в кот анод кор-ет, а изделие-катод нет) и катодные (издел покрыв менее актив мет, при наруш целост пок-я кор-ет изд-ие, катодное пок-ие защ-ет мет при отсут пор и поврежд). Немет покрытия - лаки, эмали, крастки, смолы, пленки. 3)измен сво-в корроз среды (достиг-ся умен конц-ии окисл-ей, созд-ие защитн атмосфер, с помощтю ингибиторов - вещ-в, замедл скорость коррозии, образуя защит пленки, каталит снижение скорости коррозии) 4)электрохим методы (основаны но создании микрогальвано пары, у кот катодом явл защитн конструкц, анодом - жертвен анод) при катод защите конст-я просоед к отриц полюсу внешн ист тока, к полож - жертв анод и он разр-ся. Радиус действия 2км, для защиты подземн сооруж и трубопроводов. При протект защите к констр присое-ся мет с более отриц пот-ом - протектор. Образ-ся гальванопара, в кот протектор раз-ся. Радиус действия 50м. Примен для защиты конст-ий в мор воде, влажных грунтах.

40. Электролиз расплавов и растворов электролитов. ОВ процессы при электролизе. Применение

Электролиз - ОВ процесс, протек на электродах при прохожд эл тока через раствор или расплав электролита. На электроде, подключ к отриц полюсу внеш ист тока (катоде) идет процесс вос-я, на электроде, подключ-ом к положит полюсу источ тока (аноде) идет процесс окис-я. Различ электролиз расплавов и растворов. Примером электролиза расплава NaCl. Если в расплав NaCl погрузить электроды и пропустить эл ток, то катионы Na движ-ся к катоду, приним от него электроны из внеш цепи и вос-ся на катоде до мет. Na++1е=Na. Анионы Cl движ к аноду и, отдают избыт электроны, окисляются до газообраз Cl. 2Сl--2е=2Сl=Сl2. Складывая уравнения процессов, протекающих у электродов, получим суммарное уравнение ОВР, происходящей при электролизе расплава NaСl: 2Na++2Сl-=Na+Сl2. Электролизом расплава получ Na из NaOH и NaCl, Mg из MgCl2, Al из Al2O3. При электролизе водных раств электролитов в процессе ок-я и вос-я могут участв и молекулы воды. Какие электрохим процессы протек у электродов при электролизе зависит от отностит значен электродных потенц электрохис систем. Катодный процесс зависит от актив мет. 1)Li…Al идет вос-ие воды. В кислой среде 2Н++2е=2Н=Н2. В нейтр и щелочной среде 2Н2О+2е=Н2+2ОН-. 2)Ti…Pb идет вост-е мет Меn++nе=Ме и вос-е воды. В кислой среде 2Н++2е=2Н=Н2. В нейтр или щелочной среде 2Н2О+2е=Н2+2ОН-. 3)Sb, Cu…идет вос-е мет. Анодный процесс зависит от кислоты, образ соль. 1)соли кислородсодерж и HF. В щелочн среде 4ОН- -4е=О2+2Н2О. В кислой и нейтр среде 2Н2О-4е=О2+4Н+. 2)соли бескислород кислот. Идет окисл анионов кислотного остатка. Применение электролиза - получен акт мет из расплав, оксидов, гидроксид, солей. Для получ мет из растворов солей. Очистка мет от примесей - рафинирование. Нанесение тонких мет покрытий на мет и немет. Получ мет копий рельефного изоб-я - гальванопластика.

Размещено на Allbest.ru