- •Закономерности протекания химических реакций. Электрохимические процессы
- •Введение
- •Тема 3. Энергетика и направленность химических процессов
- •Типовые задачи и алгоритмы их решения
- •Термодинамические величины некоторых веществ при стандартных условиях
- •Вопросы для самостоятельной подготовки к контрольной работе
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 4. Химическая кинетика и равновесие
- •Типовые задачи и алгоритмы их решения
- •Смещение химического равновесия (принцип Ле-Шателье)
- •Вопросы для самоподготовки
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 5. Химическая активность металлов. Электродные потенциалы и электродвижущие силы
- •Стандартные электродные потенциалы некоторых металлов
- •Типовые задачи и алгоритмы их решения
- •Вопросы для самостоятельной подготовки
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 6. Коррозия и защита металлических конструкций
- •Типовые задачи и алгоритмы их решения
- •4Fe(oh)3 – приблизительная формула ржавчины.
- •Вопросы для самостоятельной подготовки
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Библиографический список рекомендуемой литературы
- •Оглавление
- •Закономерности протекания химических реакций. Электрохимические процессы
Задачи для самостоятельного решения
Задача 1. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе
2 СО(Г)↔СО2(г) +С(Т),
если объем смеси уменьшить в три раза? Каков физический смысл константы скорости реакции и от чего она зависит?
Задача 2. Во сколько раз следует увеличить концентрацию О2, чтобы скорость реакции
4NH3(Г) + 5 О2(Г) ↔ 4 NO(Г)+6 Н2О(Г)
возросла в 32 раза?
Задача 3. Определите температурный коэффициент (γ) скорости реакции, если при нагревании от 40 0С до 80 0С скорость реакции увеличилась в 16 раз.
Задача 4. Дайте понятие энергии активации. Если реакция идет медленно, что можно сказать о величине энергии активации этой системы?
Задача 5. Сместится ли равновесие в системах:
2SO2(Г)+О2(Г)↔2SO3(Г);
СО(Г)+Н2О↔Н2(Г)+СО2(Г)
при увеличении внешнего давления? Ответ поясните.
Задача 6. Как нужно изменить концентрацию реагирующих веществ, давление и температуру, чтобы равновесие в системе
4NH3(Г)+5О2(Г)↔4NO(Г)+6Н2О(Г), ΔH<0
сместилось в сторону исходных веществ?
Литература: [1, гл. 7, §§ 7.1 - 7.3]; [2, раб. 7, 8].
Тема 5. Химическая активность металлов. Электродные потенциалы и электродвижущие силы
При опускании металлических пластин в воду катионы металла на их поверхности гидратируются полярными молекулами воды и переходят в жидкость. При этом электроны, оставшиеся на пластине, заряжают ее поверхность отрицательно. На границе металл-раствор возникает двойной электрический слой и устанавливается равновесие
Me0 Men+ + nē. (5.1)
Чем меньше затрачивается энергии на переход катионов металла в жидкость, тем более химически активным считается металл.
При погружении металлов в растворы собственных солей наблюдается два случая: ионы более активных металлов обладают значительной способностью к переходу в раствор; ионы менее активных - к переходу из раствора на пластину.
Двойной электрический слой характеризуется скачком потенциала – электродным потенциалом.
Стандартным электродным потенциалом металлов называют электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор собственной соли с концентрацией ионов 1 моль/л, измеренный относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого при 25 0С условно принимается равным нулю [E°2H+/H2 = 0].
Располагая металлы в ряд по мере убывания их химической активности и возрастания алгебраического значения их стандартного потенциала (Е°), получают ряд напряжений металлов:
Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Bi Cu Ag Hg Pt Au.
Чем более отрицательное значение Е°, тем большей восстановительной способностью обладает данный металл и тем меньшую окислительную способность проявляет его катион.
Величина электродного потенциала зависит от природы металла, концентрации ионов металла в растворе и температуры. Это зависимость выражается уравнением Нернста, расчетная формула которого имеет вид
, (5.2)
где - стандартный электродный потенциал металла;
n – заряд иона металла;
- концентрация ионов металла в растворе.
Гальванические элементы – это устройства, состоящие из двух металлических пластин, погруженных в раствор электролита, и в котором энергия окислительно-восстановительных процессов на электродах превращается в электрическую.
Таблица 5.1