Содержание
- 2. «─» степень окисления имеют атомы, которые приняли электроны от других атомов или в их сторону смещены
- 3. Правила определения степени окисления самый электроотрицательный элемент, во всех соединениях -1. за исключением гидридов металлов постоянная
- 4. В пероксидах и дисульфидах содержатся двухатомные мостики [-O-O-], [-S-S-] - степени окисления атомов O и S
- 5. Атомы элементов главных подгрупп IV-VI групп могут проявлять несколько степеней окисления. Высшую «+», равную номеру группы
- 6. Атомы металлов могут иметь только «+» степень окисления. Атомы элементов VII группы, главной подгруппы –галогены (кроме
- 7. Окислители и восстановители Окислением называется процесс отдачи электронов, степень окисления атома при этом повышается: Al0 -
- 8. Вещества, атомы которых присоединяют электроны, называются окислителями. В процессе реакции окислители восстанавливаются. Вещества, атомы которых отдают
- 9. Окислителями могут быть: Неметаллы в свободном состоянии; Неметаллы и металлы в высшей степени окисления; Восстановителями могут
- 10. Вещества, в состав которых входит элемент в промежуточной степени окисления, проявляют окислительно – восстановительную двойственность: по
- 11. Классификация ОВР 1. Реакции межмолекулярного и межатомного окисления-восстановления (атомы повышающие и понижающие степень окисления входят в
- 12. 3. Реакции диспропорционирования (повышает и понижает степень окисления атом одного и того же элемента): Cl20 +
- 13. Составление уравнений ОВР методом электронного баланса Пример 1. MnS +HNO3 → MnSO4 + NO + H2O
- 14. 2. Составляют схемы процессов окисления и восстановления. 3. Записывается число отданных и число принятых электронов, для
- 15. 4. Найденные коэффициенты (основные коэффициенты) проставляются в левую часть уравнения (межмолекулярная ОВР), затем уравнивают элементы изменившие
- 16. 6. Для проверки - подсчитывают число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения. В левой
- 17. Пример 2. При составлении полуреакций окисления и восстановления следует исходить из общего числа атомов, изменивших степень
- 18. Sn+2 - 2ē → Sn+4 2 6 3 - окисление 2Cr+6 + 2∙3ē → 2Cr+3 6
- 19. 3Sn+2Cl2 + 1K2Cr2+6O7 + 14HCl → 3Sn+4Cl4 + 2Cr+3Cl3 + 2KCl + 7H2O
- 20. Пример 3. Если число атомов, изменивших степень окисления больше 2, то коэффициенты определяют по сумме отданных
- 21. As2+3S3―2 + HCl+5O3 + Н2О → H3As+5O4 +H2S+6O4 + HCl― Степень окисления изменяют 3 атома :
- 22. 2As+3 - 2•2ē → 2 As+5 4 28 84 3 – ок-ие 3S―2 - 3•8ē →
- 23. Если погрузить Ме в водный раствор его соли, то «+» ионы, находящиеся на поверхности металла, гидратируются
- 24. Между металлом и раствором устанавливается равновесие: МТВ + nН2О - z ē ↔ М(Н2О)nz+ Катионы, притягиваясь
- 25. Раствор вблизи поверхности Ме приобретает заряд, противоположный по знаку заряду металла – образуется двойной электрический слой
- 26. Значение электродного потенциала зависит: От природы металла – чем большей химической активностью обладает металл, тем легче
- 27. 2. От концентрации ионов металла в растворе – с увеличением концентрации катионов в растворе потенциал становится
- 28. Уравнение Нернста φ0 – стандартный электродный потенциал металла при стандартных условиях (Т=298 К, [Mez+]=1моль/л) характеризует химическую
- 29. R – универсальная газовая постоянная, R=8,314 Дж/(моль К); Т- абсолютная температура, К; z – число электронов,
- 30. R=8,314 Дж/(моль К) Т = 298 К
- 31. Измерение электродных потенциалов. Стандартный водородный электрод Измерить абсолютную величину электродного потенциала невозможно. Относительные значения измеряют в
- 32. Стандартный водородный электрод Платиновая пластина, покрытая для увеличения поверхности электрода платиновой чернью, и погруженная в водный
- 33. Часть поглощенного платиной водорода переходит в атомарное состояние и в поверхностном слое платины устанавливается равновесие: Н2
- 34. Водородный электрод ведет себя подобно металлу, погруженному в раствор своей соли. Металлическая платина выполняет роль носителя
- 35. Не стандартные условия: φ 2Н+/Н2 = 0,059 lg[H+] = -0,059рН
- 36. Электрохимический ряд напряжений металлов По отношению к стандартному водородному электроду выражают потенциалы всех других электродов -
- 37. Расположив все металлы в порядке возрастания значений стандартных электродных потенциалов получают электрохимический ряд напряжений металлов:
- 38. Положение металла в Ряду характеризует его способность к окислительно - восстановительному взаимодействию в водных растворах при
- 39. Восстановительная активность катионов металлов возрастает слева направо; Каждый металл вытесняет из растворов солей все другие металлы,
- 40. Металлы, стоящие в Ряду от Mg до Н, вытесняют водород из разбавленных растворов кислот (за исключением
- 41. Гальванические элементы ОВР связаны с переносом электронов, поэтому их можно использовать для получения электрического тока. Приборы,
- 42. ХИЭЭ: Гальванические элементы; Аккумуляторы; Топливные элементы. ГЭ – система, в которой происходит самопроизвольная ОВР (ΔG
- 43. ГЭ - электрохимическая система, из 2 электродов, растворы которых между собой соединены с помощью солевого мостика
- 44. I ZnSO4 II CuSO4
- 45. Медно-цинковый гальванический элемент (элемент Якоби-Даниэля) Если электрическая цепь замкнута, то в области I происходит окисление цинка,
- 46. Электрод, на котором протекает процесс окисления, называется анодом. Zn0 ↔ Zn+2 + 2ē – анодный процесс
- 47. В области II, на медном электроде, происходит восстановление ионов меди. Электроны, переходящие по внешней цепи от
- 48. Электрод, на котором протекают процессы восстановления, называется катодом. Cu+2 + 2ē ↔ Cu0 – катодный процесс
- 49. Суммарное уравнение токообразующей реакции: Cu+2 + Zn0 ↔ Cu0 + Zn+2 CuSO4 + Zn0 ↔ Cu0
- 50. При работе ГЭ область II обедняется катионами меди, область I обогащается катионами цинка. Раствор в области
- 51. При схематической записи ГЭ вертикальными линиями разделяют те фазы, на границе раздела которых возникают скачки потенциалов,
- 52. Максимальное значение напряжения ГЭ, соответствующее обратимому проведению процесса, называется электродвижущей силой (ЭДС) гальванического элемента (Е, В).
- 53. Если соблюдаются стандартные условия, ЭДС элемента называется стандартной (Е0, В): Е0= φ0(катода) – φ0(анода)
- 54. Электролиз Электролиз - окислительно-восстановительные процессы, которые протекают под действием постоянного электрического тока, проходящего через раствор или
- 55. Электролиз расплава хлорида магния MgCl2↔ Mg2+ + 2Cl— «-« Катод: Mg2+ + 2ē → Mg0 «+»
- 56. Электрод, на котором происходит восстановление, называется катодом, но в электролизе он заряжен «-». Электрод, на котором
- 57. Электролиз водных растворов электролитов На катоде будут восстанавливаться окисленные формы тех систем, которые имеют наибольшее значение
- 58. Катодные процессы При рассмотрении этих процессов необходимо учитывать потенциал процесса восстановления водорода 2Н+ + 2ē →
- 59. Металлы, стоящие в ряду напряжений до Al (Ti) включительно не восстанавливаются при электролизе водных растворов, т.к.
- 60. Металлы, стоящие в Ряду от Sn до конца , имеют φ0 > - 0,41В, и из
- 61. Анодные процессы Различают электролиз с активным (растворимым) и электролиз с инертным (материал, которого не претерпевает изменений
- 62. Анионы образуют собственный ряд напряжений, в котором слева направо увеличивается значение стандартного электродного потенциала: Cl— S—2
- 63. При электролизе водных растворов щелочей, кислородсодержащих кислот и их солей, фтороводорода и фторидов происходит электрохимическое выделение
- 64. При электролизе водных растворов безкислородных кислот и их солей у анода будут разряжаться анионы этих кислот.
- 65. Электролиз раствора CuCl2 с инертным анодом Катод «-» 1) Cu2+ + 2ē → Cu0 ; φ01=0,34В
- 66. Суммарное уравнение электролиза: CuCl2 + Н2О → Cu0 + Cl20 + Н2О
- 67. Электролиз раствора CuCl2 с медным анодом Катод «-» 1) Cu2+ + 2ē → Cu0 ; φ01=0,34В
- 68. Анод (Cu) «+» 1)2Cl— - 2ē→ Cl20 ; φ01 2)2Н2О - 4ē → О2 + 4Н+;
- 69. Суммарное уравнение электролиза: Cu0 + CuCl2+ Н2О →Cu0 + CuCl2+ Н2О Электролиз сводится к переносу меди
- 70. Законы электролиза С количественной стороны процесс электролиза был впервые изучен в 30-х гг. 19 века английским
- 71. Первый закон Фарадея: Масса вещества, выделившегося при электролизе, пропорциональна количеству электричества, прошедшего через электролит.
- 72. Второй закон Фарадея: Одинаковые количества электричества выделяют на электродах эквивалентные массы различных веществ. Для выделения на
- 73. МЭ – эквивалентная масса, г/моль; I - сила тока, А; t – время проведения процесса, с;
- 74. 1 F = 96500 Кл = 96500 А•с= 26,8 А•час 1Фарадей – это заряд, который несет
- 75. Количественной характеристикой полноты использования тока является выход по току (η):
- 76. Применение электролиза Получение металлов – выделение в чистом виде алюминия и щелочных, щелочноземельных металлов производится электролизом
- 77. Очистка металлов – электролиз проводят с активным (растворимым) анодом. Получение различных химических веществ Зарядка аккумулятора –
- 78. Получение металлических покрытий – в декоративных целях, для защиты от коррозии, повышения твердости и электропроводности производят
- 79. Защита от коррозии – защита основана на электролизе, при котором защищаемый объект играет роль катода, на
- 80. Коррозия металлов Коррозия - разрушение металлов под воздействием окружающей среды. Коррозия металлов - процесс окисления: Ме
- 81. По механизму коррозия делится на химическую и электрохимическую. Химическая коррозия – разрушение металлов в результате химического
- 82. Химическая коррозия делится: газовая (протекает при высоких температурах на воздухе, в присутствии газов-галогенов); коррозия в агрессивных
- 83. При нагревании стальных изделий на воздухе их поверхность покрывается темным слоем окалины – продуктов окисления (оксида
- 84. Пример: Предметы из меди и ее сплавов при длительном хранении покрываются зеленым налетом основной соли: 2Cu
- 85. Скорость химической коррозии зависит от свойств пленки и окислителя, и температуры. Сплошную оксидную пленку, предотвращающую дальнейшую
- 86. Электрохимическая коррозия – разрушение металла под действием окружающей среды в результате возникновения гальванических пар. Характерна для
- 87. Чаще всего причиной электрохимической коррозии является вода и растворенный в ней кислород, электродный потенциал этой системы
- 88. Закономерности электрохимической коррозии: разрушается более активный металл; в кислой среде на поверхности менее активного металла выделяется
- 89. Используемые в технике металлы, как правило, химически неоднородны, содержат примеси других металлов. Это является причиной возникновения
- 90. Пример: коррозии железа в контакте с медью в кислой среде. Образуется ГЭ: (-) Fe | HCl
- 91. Пример: коррозия (ржавление) железа в нейтральной среде Анод: Fe - 2ē → Fe2+ Катод: О2 +
- 92. Методы защиты от коррозии: Окраска металлических изделий, покрытие полимерными пленками (полиэфирными, эпоксидными); Оксидирование – получение на
- 93. Нанесение металлических покрытий – катодные покрытия - покрытие менее активным металлом, для железа используют покрытия оловом,
- 94. Протекторная защита – для защиты подземных трубопроводов, паровых котлов, корпусов кораблей – на некотором расстоянии от
- 96. Скачать презентацию