Электролиз. Законы Фарадея. Применение электролиза

Электролиз – совокупность окислительно-восстановительных реакций, протекающих при прохождении электрического тока через расплав или раствор электролита. При этом происходит превращение электрической энергии в химическую. Электролиз осуществляется в электролизерах: это два электрода, опущенные в сосуд, заполненный электролитом. Электроды присоединяют к полюсам внешнего тока. На отрицательном электроде (катоде) происходят процессы восстановления, на положительном электроде (аноде) – окисление. На характер и течение электродных процессов при электролизе большое влияние оказывают состав электролита, растворитель, материал электродов и режим электролиза (напряжение, плотность тока, температура и др.). Какие электрохимические реакции будут протекать у электродов, прежде всего, определяется значением электродных потенциалов соответствующих э/х систем в условиях электролиза. В первую очередь будет протекать тот процесс, осуществление которого требует меньшего количества энергии, что означает:1) на катоде в первую очередь восстанавливаются частицы, которые обладают наибольшим значением ОВ потенциала;2) на аноде в первую очередь окисляются частицы, имеющие наименьшее значение ОВ потенциала. I закон Фарадея. Массы веществ, выделившихся на электродах при электролизе, прямо пропорциональны количеству электричества, прошедшего через раствор.m = kэ· I · t, г; V = kэ· I · t, л,где m (V) – масса (объем) вещества, выделившееся на электроде; I – сила тока, А; t – время электролиза, сек; kэ - электрохимический эквивалент, равный отношению молярной массы эквивалента вещества Мэ (молярного объема эквивалента вещества Vэ) к числу Фарадея F,kэ =Мэ/ Fkэ = Vэ/ F, Мэ и Vэ для веществ, участвующих в ОВП рассчитывают по формулам Мэ = М / nVэ = Vм / n, где М – молярная масса вещества, г/моль; Vм – молярный объем при данных условиях, л/моль; n – число электронов, принятых окислителем или отданных восстановителем.

II закон Фарадея Массы веществ, образовавшихся на электродах при пропускании одинакового количества электричества, относятся друг к другу как их молярные массы эквивалентов (это закон эквивалентов для э/х реакций).m (1) / m (2) = Мэ (1) / Мэ (2)

Применение электролиза: Процессы электролиза получили широкое применение в промышленности:

1) Электролизом водного раствора поваренной соли получают едкий натр (каустическая сода) и хлор;

2) Водород, расходуемый в больших количествах для синтеза аммиака, получают электролизом растворов КОН или Н₂SО₄;

3) Электролитическое образование на аноде атомарного хлора используется для хлорирования неорганических веществ, которые выступают в роли анодных деполяризаторов;4) Электролитическое покрытие металлами (никелирование, хромирование, серебрение и т.д.). Покрываемое изделие служит катодом, покрывающий металл – анодом.

Вопрос 34. Электродный потенциал-это разность потенциалов, возникающая между металлом и окружающей водной средой. При погружении металла в воду или р-р, содержащий ионы данного металла, например в р-вор его соли с активность 1моль/л, то такой электродный потенциалназывается стандартным электродным потенциалом и обозначается Ео. На практике определяют только ЭДС цепи, составленной из данного электрода и стандартного электрода сравнения(Водородный электрод) потенциал которого равен 0. Потенциал электрода зависит от природы металла, концентрации ионов металла в р-ре и температуры. Это выражает уравнение Нернста Еме=Ео+(RT/nF)*ln(Cm(Me^+n)) где Eо-из табл,R=8,314,Т-температура в кельвинах, n-степень окисления по модулю, F-постоянная Фарадея=96500, Сm-молярная концентрация ионов в р-ре. Направленность ок-вос. реакций можно определить по изменению энергии Гипса,если△G>o-реакция протекает самопроизвольно справа на лево. △Gреакции=0, то энергия не меняется.

35 вопрос. Корро́зия— это самопроизвольное разрушение металлов в результате химического или физико-химического взаимодействия с окружающей средой. В общем случае это разрушение любого материала. Причиной коррозии служит термодинамическая неустойчивость конструкционных материалов к воздействию веществ, находящихся в контактирующей с ними среде. Пример — кислородная коррозия железа в воде: 4Fe + 6Н2О + ЗО2 = 4Fe(OH)3. Гидратированный гидроксид железа Fe(OН)3 и является тем, что называют ржавчиной.Скорость коррозии, как и всякой химической реакции, очень сильно зависит от температуры.Известны различные виды коррозии металлов. Одним из основных её видов яляется химическая, которая может происходить и под воздейстивем некоторых агрессивных жидкостей. Основным этого процесса является то, что она происходит без возникновения в ситеме электрического тока.электрохимическая коррозия - поверхностное разрушение в среде электролита с возникновением в системе электрического тока. Электрохимическая коррозия - разрушение в атмосфере, на почве, водоёмах, грунтах. Защиту от коррозии следует начинать с правильного подбора химического состава и структуры металла. При конструировании необходимо избегать форм, способствующих задержке влаги. Для защиты металла от коррозии применяют различные способы: Легирование стали, введение в ее состав меди, однородность и небольшое содержание вредных примесей. Гальванический метод защиты состоит в том, что на поверхности изделия путем электролитического осаждения из растворов солей создается тонкий слой защищаемого металла. Покрываемое изделие при этом служит катодом, а осаждаемый металл — анодом.Металлизация — покрытие поверхности детали расплавленным металлом, распыленным сжатым воздухом. Преимуществом этого метода защиты металла является то, что покрывать расплавом можно уже собранные конструкции. Недостаток заключается в том, что получается шероховатая поверхность. Оксидирование — защита оксидными пленками. Для этого естественную оксидную пленку, всегда имеющуюся на металле, делают более прочной путем обработки сильным окислителем, например концентрированной азотной кислотой

В23. все реакции делятся на обратимые и необратимые. Обратимые-это реакции при одних и тех же у3словиях протекают в противоположных направлениях, такие р-и до конца не протекают т.к. продукты р-и отдают исхожные в-ва.Vпрям=k*A^m*B^n, Vобрат=k*C^p*D^q, в начальным момент времени концентрации А и В будут мах, а СиD мin=0, при протекании р-и концентрации А и В будут убывать а СиD возрастать. Наступит момент каогда Vпрям=Vобрат-это называется состояние хим. равновесия. Хим равновесие – явл-ся динамическим, т.е в этот момент р-я не заканчивается, а продолжает идти с одинаковой скоростью в обоих направлениях.k1/k2=C^p*D^q/A^m*B^n=K – константа равновесия. Концентрации твердых в-в для К. не входят. К не зависит от начальной концентрации исходных в-в. Чем больше К, тем выше концентрации конечных продуктов.

В2. Основные законы химии(Мейлер):1)Закон сохр. Массы2)закон сохр. Энергии3)Закон сохр постоянства состава (Любое в-во независимо от способов получения имеет одинаковый качественный и количественный состав); Газовые законы: 1)Закон Авагадро (1811(в равных объемах разных газов взятых при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.Следствия из закона:1 моль любого газа при норм условиях занимает объем 22,4 л;Для газов отношение плотностей равно отношению их молярных масс.2)Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева –Клапейрона pV=nRT, p-только в Па,V-только в м^3,n-кол-во газа только в молях, R-газовая постоянная 8,314 дж/моль*К, Т-только в К. Парциальное давление — давление, которое имел бы газ, входящий в состав газовой смеси, если бы он один занимал объём, равный объёму смеси при той же температуре. Парциальное давление рассчитывается на основе закона Дальтона: Давление смеси химически не взаимодействующих идеальных газов равно сумме парциальных давлений: p(смеси)=Сумма(p1+p2+...+pn)

В3 Эквивалент в-ва Х понимают такое его кол-во, которое взаимодействует с одним моль атомов водорода или замещает такое его кол-во в реакциях. Масса 1 эквивалента в-ва называется его эквивалентной массой или молярной массой эквивалента. Мэоксида и соли=Mr/N*B, B-валентность, N-это число атомов элемента не кислорода, другого. Мэк-ты=Mr/O О-число атомов водорода. Мэоснования=Mr/K, К-число ОНгрупп). Если к-та вступает в р-ю, то ее эквивалент вычисляется по формуле: Mr/число замещенных атомов водорода. Мэиона=Mr/заряд иона по модулю.Закон эквивалентов kA+nB→pC+qD, mA/mB=МэА/МэВ, если в р-и участвуют газы, тогда массу можно заменить на объем. Массы участвующие в р-и относятся друг к другу как их эквивалентные. Для газов массы можно заменить на объем.

В4. Атом состоит из протонов, нейтронов и электронов, по величине заряда протон=электрону и у атома нейтральный заряд. Сумма протонов и нейтронов в ядре дает массовое число атома. Заряд атома –это важнейшая характеристика атома. Постулаты Бора:1)е вокруг ядра двигаются по стационарной орбите. При этом энергию он не излучает и не поглащает и на ядро не упадет.2)если е перепрыгивает с одной орбиты на на более близкую к ядру то энергию он излучает, а если на более дальнюю, то поглащает. Бор доказал, что законы классической механики не применимы для объяснения поведения элементарных частиц. Поэтому появилась волновая механика, которая изучает движение элементарных частиц. Согласно ей все микрочастицы обладают корпускулярно-волновым дуализмом. Свойства: Корпускулярные:у частицы есть масса и размер. Волновые: проявляет свойства волны(интерференция идр.) Из волновых свойств возникает принцип неопределенности Гейзенберга: для микрочастицы невозможно одновременно определить координаты и скорость движения.

В20. Энтропия. Н закон термодинамики. Определение направления протекания реакции в закрытой системе.

Энтропия – это функция состояния термодинамической системы, изменение которой в равновесном процессе равно отношению количества теплоты, сообщенного системе или отведенного от нее, к термодинамической температуре системы. Равновесным называют процесс перехода термодинамической системы из одного равновесного состояния в другое, столь медленный, что все промежуточные состояния можно рассматривать как равновесные. Всякий равновесный процесс является обратимым, то есть его возможно осуществить в обратном направлении, последовательно повторяя в обратном порядке все промежуточные состояния прямого процесса. В равновесном (идеальном обратимом) процессе энтропия не изменяется. Неравновесные процессы в изолированной системе сопровождаются ростом энтропии. Энтропия всех веществ при абсолютном нуле температуры равна нулю, именно это значение энтропии принимают за начальную точку ее отсчета. Максимального (равного единице) значения энтропия достигает тогда, когда термодинамическая система приходит в состояние равновесия.

В изолированных системах, т.е. в системах, которые не обмениваются с внешней средой ни веществом, ни энергией (ни теплотой, ни работой) и имеют поэтому постоянный запас внутренней энергии (U= const, DU = 0) и постоянный объем (A = p·DV = 0, то DV = 0) самопроизвольно идут только те процессы, которые сопровождаются ростом энтропии, DS > 0. При этом процесс может идти самопроизвольно до тех пор, пока энтропия не достигнет максимального для данных условий значения и тем самым равенства DS = 0. Рассмотренное положение представляет одну из формулировок второго закона термодинамики: изменение энтропии при самопроизвольном протекании химической реакции в изолированной системе всегда положительно.

Таким образом, рост энтропии является критерием термодинамической возможности самопроизвольного протекания химических реакций в изолированной системе, но изменение энтропии не является критерием направления и предела протекания реакций, при которых меняется внутренняя энергия системы, а также совершается работа против внешнего давления.

В8Энергия ионизации — разновидность энергии связи или, как её иногда называют, первый ионизационный потенциал (I₁), представляет собой наименьшую энергию, необходимую для удаления электрона от свободного атома в его низшем энергетическом (основном) состоянии на бесконечность. Эне́ргией сродства́ а́тома к электро́ну, или просто его сродством к электрону (ε), называют энергию, выделяющуюся в процессе присоединения электрона к свободному атому Э в его основном состоянии с превращением его в отрицательный ион Э⁻ (сродство атома к электрону численно равно, но противоположно по знаку энергии ионизации соответствующего изолированного однозарядного аниона).Э + e⁻ = Э⁻ + ε.Сродство к электрону выражают в (кДж/моль) В отличие от ионизационного потенциала атома, имеющего всегда эндоэнергетическое значение, сродство атома к электрону описывается как экзоэнергетическими, так и эндоэнергетическими значениями. Эле́ктроотрица́тельность (χ) — фундаментальное химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле смещать к себе общие электронные пары. Сте́пень окисле́ния — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций, численная величина электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов.

В9 Главный принцип построения Периодической системы - выделение в ней периодов и групп элементов. Современная Периодическая система состоит из 7 периодов. Короткопериодный вариант Периодической системы содержит 8 групп элементов, каждая из которых условно подразделяется на группу А (главную) и группу Б (побочную). В длиннопериодном варианте Периодической системы - 18 групп, имеющих те же обозначения, что и в короткопериодном. Элементы одной группы имеют одинаковое строение внешних электронных оболочек атомов и проявляют определенное химическое сходство. Номер группы в Периодической системе определяет число валентных электронов. При этом в группах, обозначенных буквой А, содержатся элементы, в которых идет заселение s- и р-подуровней - s-элементы (IA- и IIA-группы) и р-элементы (IIIA-VIIIA-группы), а в группах, обозначенной буквой Б, находятся элементы, в которых заселяются d-подуровни - d-элементы. Для f-элементов номеров групп не предусмотрено. Обычно их условно помещают в ячейки Периодической системы, отвечающие лантану (лантаноиды) и актинию (актиноиды). Символы лантаноидов и актиноидов выносятся за пределы Периодической системы в виде отдельных рядов. Номер периода в Периодической системе соответствует числу энергетических уровней атома данного элемента, заполненных электронами. Номер периода = Число энергетических уровней, заполненных электронами. Порядок формирования периодов связан с постепенным заселением энергетических подуровней электронами. Последовательность заселения определяется принципом минимума энергии, принципом Паули и правилом Гунда.

Периодическое изменение свойств элементов в периоде объясняется последовательностью заполнения электронами уровней и подуровней в атомах при увеличении порядкового номера элемента и заряда ядра атома.