- •Лекции по общей химии Введение.
- •Основные законы химии.
- •Стехиометрические законы.
- •Газовые законы.
- •3. Уравнение состояния идеального газа (Клапейрона-Менделеева).
- •Строение атома
- •Квантово-механическая модель строения атома
- •Лекция 3. Периодический закон и электронные конфигурации атомов.
- •Радиусы атомов. Потенциал ионизации. Сродство к электрону. Электроотрицательность.
- •Лекции 2, 3 Химическая связь. Метод молекулярных орбиталей (ммо).
- •Рассмотрим молекулы нf и ВеН2, в которых имеет место образование несвязывающих мо. Сравнение методов мвс и ммо.
- •О валентности.
- •Металлическая связь.
- •Ионная связь.
- •Водородная связь.
- •Межмолекулярные взаимодействия.
- •Взаимосвязь между типом хс и свойствами веществ.
- •Стеклообразное состояние вещества.
- •Применение процессов возбуждения электронов для практических целей.
- •Основы химической термоднамики. Функции состояния.
- •Внутренняя энергия
- •Энтальпия.
- •Энтропия.
- •2 Закон (Начало)т/д: в изолированной системе самопроизвольно протекают только такие процессы, которые ведут к росту энтропии.
- •Энергия Гиббса.
- •Энергия Гельмгольца.
- •Кинетика химических реакций.
- •Зависимость скорости реакции от температуры.
- •Катализ.
- •Цепные реакции.
- •Химическое равновесие.
- •Растворы.
- •Свойства разбавленных растворов неэлектролитов (коллигативные свойства – независящие от природы вещества).
- •Осмос и осмотическое давление.
- •Диссоциация кислот, оснований, солей.
- •Протонная теория кислот и оснований Бренстеда и Лоури.
- •Произведение растворимости.
- •Особенности растворов сильных электролитов.
- •Ионные реакции в растворах электролитов.
- •Комплексные соединения.
- •Количественные характеристики процесса гидролиза.
- •Буферные растворы.
- •Окислительно-восстановительные реакции.
- •Окислительно-восстановительная двойственность.
- •Составление уравнений овр.
- •Окислительно-восстановительный (электродный) потенциал.
- •Окислительно-восстановительная способность двух форм электрохимической системы.
- •Эдс как количественная характеристика возможности протекания окислительно-восстановительного процесса.
- •Окислительно-восстановительная способность двух форм электрохимической системы.
- •Уравнение Нернста.
- •1.Взаимодействие металлов с водой.
- •2.Взаимодействие металлов с растворами щелочей.
- •3.Взаимодействие металлов с кислотами, в которых окислитель – катион водорода.
- •4.Взаимодействие металлов с концентрированной серной кислотой.
- •Взаимодействие концентрированной серной с неметаллами-восстановителями.
- •5.Взаимодействие металлов с азотной кислотой (разб. И конц.).
- •Взаимодействие азотной кислоты с неметаллами
- •Взаимодействие металлов с растворами солей.
- •Окислительно-восстановительные свойства воды.
- •Коррозия металлов
- •Газовая коррозия
- •Образование оксидной пленки на металлах
- •Атмосферная коррозия
- •Электрохимическая коррозия
- •Методы защиты от коррозии.
- •1. Модификация самого металла:
- •2.Отделение (предохранение) металла от окружающей среды с помощью защитных покрытий (неметаллических):
- •3.Металлические защитные покрытия.
- •4.Электорохимические методы защиты (суть – заставить разрушаться болванкам).
- •5.Специальная обработка электролита или среды, в которой находится металл (удаление или уменьшение концентрации веществ, вызывающих коррозию).
- •6.Химическая обработка для повышения коррозионной стойкости (пассивация поверхности металла) - то, что не использовалось в выше приведенных методах, часто в расплавах или при повышенных температурах.
- •Измерение э.Д.С. Химических источников тока.
- •Химические источники электрической энергии (хиээ)
- •Аккумуляторы.
- •Типы аккумуляторов
- •Свинцово-кислотные аккумуляторы.
- •Принцип действия
- •Устройство
- •Литий-ионные аккумуляторы.
- •Литиевые элементы различных электрохимических систем
- •Электролиз.
- •Законы электролиза м. Фарадея.
- •Практическое применение электролиза.
- •Электрофорез и электродиализ.
- •Металлы и сплавы.
- •Классификация металлов.
- •Основные методы получения металлов.
- •Получение металлов высокой чистоты.
- •Металлы и сплавы
2.Взаимодействие металлов с растворами щелочей.
При взаимодействии металлов с растворами щелочей наблюдается выделение водорода, что указывает на его восстановление в данной системе из воды при рН >7. Процесс идет точно также как при взаимодействии металлов с водой:
Ме + nН2О = Ме(ОН)n + Н2
Ок-е: Мео – ne Меn+ Ео (Меn+/Мео)
Вос-е: 2Н2О + 2е → Н2 + 2ОН- Ео =- 0, 83В (потенциал водородного электрода в щелочной среде).
Ео = -0,83 - Ео (Меn+/Мео) > 0, следовательно: Ео (Меn+/Мео)< -0,83В.
Следовательно, со щелочами должны взаимодействовать металлы, стандартные электродные потенциалы которых меньше, чем -0,83В. Однако практически со щелочными растворами взаимодействуют амфотерные металлы ( Al, Be, Zn, Pb, Sn, Cr, Mn и др.), оксидные пленки которых растворяются в щелочах. Далее металлы, окисляясь катионом водорода, входящим в состав воды, в щелочных растворах образуют гидроксокомплексы типа: К2[Zn(OH)4], Na[Al(OH)4] (точнее Na[Al(OH)4(H2O)2]).
Рассмотрим на примере, как идет взаимодействие:
В общем виде уравнение записывают следующим образом:
2Cr/Cr2O3 + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Cr(OH)4] +3H2
В результате образования гидроксокомплексов концентрация катионов металла понижается практически до нуля (составляет 10-30 – 10-50моль/л). Это приводит в соответствии с уравнением Нернста к значительному уменьшению электродного потенциала металла на значительную величину. В частности у хрома:
Е = -0,74 + 0,059/3·lg10-30 = -0,74+ 0,02·(-30) = -0,74 – 6,0 = -6,74В, что значительно ниже -0,83В, поэтому реакция термодинамически возможна.
3.Взаимодействие металлов с кислотами, в которых окислитель – катион водорода.
К таким кислотам следует отнести сильные кислоты: HCl, HBr, HI, H2SO4(разб.), а также кислоты средней силы и слабые: H2SO3, H3PO4, HF, H2CO3 и др., а также органические кислоты.
Схематично реакцию можно записать в следующем виде:
Ме + nНCl = MeCln + n/2H2
Ок-е: Мео – ne Меn+ Ео (Меn+/Мео)
Вос-е: 2Н+ + 2е → Н2 Ео = 0 (потенциал водородного электрода в кислой среде).
Ео = 0 - Ео (Меn+/Мео) > 0, следовательно: Ео (Меn+/Мео)< 0 – это условие самопроизвольного протекания реакции. Следовательно, с такими кислотами могут взаимоднйствовать металлы, стоящие в ряду электродных потенциалов до водорода (выше водорода). Причем, чем больше ЭДС реакции, тем интенсивнее она протекает. Например, железо может окисляться до двухвалентного и трехвалентного состояний.
Fe + 2НCl = FeCl2 + H2 Ео = 0,44В
2Fe + 6НCl =2FeCl3 + 3H2 Ео = 0,04В
ЭДС первой реакции больше, чем второй (вторая реакция менее энергетически выгодна), поэтому окисление железа катионом водорода идет с образованием соли двухвалентного железа. Также окисляются хром, марганец, олово, свинец, образуя катионы металлов в степени окисления +2.
Металлы, имеющие положительные значения стандартного электродного потенциала, располагающиеся в таблице ниже водородного нуля, не взаимодействуют с этими кислотами, т.к. ЭДС реакции меньше нуля:
Сu + HCl →
Ео = 0 – (+0,34) = -0,34 < 0
Такая реакция протекать не может. Аналогично ведут себя металлы: серебро, ртуть, и др.
Медь можно растворить в концентрированной соляной кислоте при длительном кипячении, но там идет процесс с участием кислорода по реакции:
2Сu + 4HCl + О2 = 2CuCl2 + 2H2O
Ок-е: Cu – 2e Cu2+ l x2 Eo = +0,34B
Вос- е: О2 + 4H+ + 4e 2H2O l x1 Eo = 1,23B
Ео = 1,23 – (+0,34) = +0,89В 0, следовательно реакция термодинамически возможна и практически идет.
Этой реакции соответствует гальванический элемент, в котором один из электродов – так называемый кислородный электрод. Его конструкция подобна нормальному водородному электроду, только вместо водорода к платиновой пластинке подается кислород под давлением 1 атм. В кислой среде на границе Рt-электролит реализуется указанное выше равновесие, а щелочной –
О2 + 2Н2О + 4e 4OН- Ео = +0,40В
Некоторые металлы могут подвергаться солевой пассивации даже в разбавленных растворах соляной, серной кислот и других указанных выше кислот. Пассивация – это процесс образования плотных оксидных или солевых пленок, которые покрывают поверхность металла, препятствуя его дальнейшему окислению. Например, солевой пассивации подвергается свинец.
Pb + 2НCl = PbCl2 + H2 Ео = 0,13В 0
Точно также идет процесс с разбавленной серной кислотой. Эта реакция т/д возможна, но практически не идет из-за образующихся на поверхности свинца малорастворимых хлоридов и сульфатов свинца.
В концентрированной соляной кислоте при нагревании нерастворимый хлорид свинца образует комплексное соединение:
PbCl2 + 2HCl = H2PbCl4