Otvety_k_ekzamenu_po_khimii

Стандартный водородный электрод — электрод, использующийся в качестве электрода сравнения при различных электрохимических измерениях и в гальванических элементах. Водородный электрод (ВЭ) представляет собой пластинку или проволоку из металла, хорошо поглощающего газообразный водород (обычно используют платину или палладий), насыщенную водородом (при атмосферном давлении) и погруженную в водный раствор, содержащий ионы водорода. Потенциал пластины зависит^{[уточнить]} от концентрации ионов Н⁺в растворе.

Стандартный водородный электрод — электрод, использующийся в качестве электрода сравнения при различных электрохимических измерениях и в гальванических элементах. Водородный электрод (ВЭ) представляет собой пластинку или проволоку из металла, хорошо поглощающего газообразный водород (обычно используют платину или палладий), насыщенную водородом (при атмосферном давлении) и погруженную в водный раствор, содержащий ионы водорода. Потенциал пластины зависит^{[уточнить]} от концентрации ионов Н⁺в растворе.

Водородная шкала потенциалов:

-19-

Металлический электрод – металл, погруженный в раствор своей соли M|Mⁿ⁺, например, цинковый и медный электроды:

Металлический электрод обратим по отношению к катиону. Его электродный потенциал 

Окислительно-восстановительный потенциал (редокс-потенциал от англ. redox — reduction-oxidation reaction, E_h или Eh) — мера способности химического вещества присоединять электроны (восстанавливаться^[1]). Окислительно-восстановительный потенциал выражают в милливольтах (мВ). Примером окислительно-восстановительного электрода: Pt, Fe3+,Fe2+ Окислительно-восстановительный потенциал определяют как электрический потенциал, устанавливающийся при погружении платины или золота (инертный электрод) вокислительно-восстановительную среду, то есть в раствор, содержащий как восстановленное соединение (A_red), так и окисленное соединение (A_ox).

Уравнение Нернста — уравнение, связывающее окислительно-восстановительный потенциал системы с активностями веществ, входящих в электрохимическое уравнение, стандартными электродными потенциалами окислительно-восстановительных пар.

О направлении ОВР можно судить по изменению энергии Гиббса ∆G. Если ∆G < 0 – реакция возможна, если ∆G > 0 - невозможна. 

Электрохимическое равновесие является равновесием динамическим: оно обусловлено не тем, что дойдя до него процесс полностью прекращается, а тем, что взаимно противоположные электродные реакции при бесконечно малом токе протекают с одинаковыми скоростями. Поэтому создается впечатление, что никаких видимых изменений в системе не происходит. От анода к катоду бежит ток, на аноде окисление, на катоде восстановление. Так как перераспределение зарядов на некотором моменте достигнет такого уровня, что электростатика будет препятствовать дальнейшему току - для избегания этого придумали солевой мостик между растворами

-20-

Химический источник тока — источник ЭДС, в котором энергия протекающих в нём химических реакций непосредственно превращается в электрическую энергию.

1. Гальванический элемент — химический источник электрического тока, названный в честь Луиджи Гальвани. Принцип действия гальванического элемента основан на взаимодействии двух металлов через электролит, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока;

2. Электрический аккумулятор — химический источник тока многоразового действия (то есть в отличие от гальванического элемента химические реакции, непосредственно превращаемые в электрическую энергию, многократно обратимы). Электрические аккумуляторы используются для накопления энергии и автономного питания различных устройств;

3. Топливный элемент — электрохимическое устройство, подобное гальваническому элементу, но отличающееся от него тем, что вещества для электрохимической реакции подаются в него извне — в отличие от ограниченного количества энергии, запасенного в гальваническом элементе или аккумуляторе.

При работе гальванического элемента одновременно протекает два электродных процесса:

Анодный - ионы металла переходят в раствор:

Fe → Fe2+ + 2e

Происходит реакция окисления.

Катодный - избыточные электроны ассимилируются  молекулами или атомами электролита, которые при этом восстанавливаются.  На катоде проходит реакция восстановления.

O2 + 2H2O + 4e → 4OH- (кислородная деполяризация в нейтральных, щелочных средах)

O2 + 4H+ + 4e → 2H2O (кислородная деполяризация в кислых средах)

2 H+ + 2e → H2 (при водородной деполяризации).

Торможение анодного процесса приводит к торможению и катодного.

Электродвижущая сила гальванического элемента зависит от химических и физических свойств веществ, его составляющих, и не зависит ни от формы и размеров элемента, ни от его внутреннего устройства. Но внутреннее устройство и размеры отдельных частей элемента имеют большое влияние на его внутреннее сопротивление, так как оно зависит от расстояния между полюсами (при уменьшении этого расстояния внутреннее сопротивление элемента уменьшается), от размера погруженной в жидкость поверхности полюсов (при увеличении этой поверхности внутреннее сопротивление уменьшается), от химического состава жидкости элемента. Внутреннее сопротивление гальванических элементов не является постоянным и по мере работы элемента оно постепенно возрастает.

E = E⁰_Me + (0,059 / z) • lg [Me^z+]

Гальванический элемент — химический источник электрического тока, основанный на взаимодействии двух металлов и (или) их оксидов в электролите, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока.

Элемент Вольта состоит из двух разных пластин меди и цинка, опущенных в слабый раствор серной кислоты. Медная пластина становится плюсом, а цинковая, минусом, с разность потенциала этого элемента в 1 вольт. Нужно заметить, что это вырабатываемое в итоге ЭДС, полностью зависит только от материала и от самих химических процессов внутри. Подсоединив гальванический элемент к обычной лампочке, мы увидим,  что внутри электроны с цинка начнут переходить на медь, тем самым нарушая равновесие. В итоге на медной пластине начнет, выделятся газообразный водород. Это образование газа весьма негативно влияет на дальнейшую работу элемента, не давая ионам водорода заряжаться, поскольку собой они делают барьер между границей меди и раствора. И это поляризация.

Для борьбы с этим недостатком было придумано иное устройство батарейки. Он получил название - элемент Лекланше. В сосуде с раствором нашатыря, разбавленного водой помещены цинковый стержень и графитовый, для борьбы с поляризацией, графитовый стержень вокруг себя имеет слой двуокиси марганца, назначение которого сводится как раз для поглощения нежелательного газа.

 Таким образом гальванический элемент становится намного эффективнее. Именно на таком принципе и делаются большинство батареек, которыми мы с Вами пользуемся. Разница заключается в том, что в различных видах производимых батареек, отличие только в используемых веществах и материалах. Кстати именно эта разница и даёт определённые параметры и характеристики гальваническим элементам. Например, одни могут терять свой заряд постепенно и при этом ЭДС, так же будет, понижаться, а другие батарейки более равномерно отдают энергию и лишь в конце резко теряют заряд.

Элемент Даниэля-Якоби, медно-цинковый гальванический элемент. Состоит из Си и Zn электродов. которые погружены в растворы CuSO₄ и ZnSO₄ соотв., разделенные пористой перегородкой: Источником электрической энергии служит свободная энергия хим. реакции Zn + + CuSO₄->ZnSO₄ + Си. ЭДС элемента складывается из разницы потенциалов электродов. а также диффузионного потенциала на границе ; при 25 °С и равенстве концентраций растворов составляет ~ 1,10 В. Элемент разработан в 1836-40 Дж. Даниелем и независимо от него Б. С. Якоби.

 Щелочные аккумуляторы - аккумуляторы, в которых в качестве электролита используют раствор щелочи в воде. Главная особенность щелочных аккумуляторных батарей - способность постепенно отдавать накопленный заряд за достаточно длительный промежуток времени. Это свойство способствует обеспечению бесперебойного питания огромному количеству различных устройств. Применяются данные аккумуляторы в качестве: основных источников электроэнергии на электрокарах и в мобильных устройствах (фотоаппараты, видеокамеры, телефоны, карманные и переносные фонари и т.д.) дополнительных источников энергии в трамваях и троллейбусах, тепловозах и электровозах источников энергии для питания аварийных устройств, таких как аварийное освещение, охранно-пожарные сигнализации, источники бесперебойного питания персональных компьютеров и т. п.

Свинцово-кислотный аккумулятор — наиболее распространенный на сегодняшний день тип аккумуляторов, изобретен в 1859 году французским физиком Гастоном Планте. Основные области применения: аккумуляторные батареи в автомобильном транспорте, аварийные источники электроэнергии. Принцип работы свинцово-кислотных аккумуляторов основан на электрохимических реакциях свинца и диоксида свинца в сернокислотной среде. Энергия возникает в результате взаимодействия оксида свинца и серной кислоты до сульфата (классическая версия). Проведенные в СССР исследования показали, что внутри свинцового аккумулятора протекает как минимум ~60 реакций, порядка 20 из которых протекают без участия кислоты электролита (нехимические). Во время разряда происходит восстановление диоксида свинца на аноде и окисление свинца на катоде. При заряде протекают обратные реакции, к которым в конце заряда добавляется реакция электролиза воды, сопровождающаяся выделением кислорода на положительном электроде и водорода — на отрицательном

-21-

Коррозия – самопроизвольное разрушение металлических материалов, происходящее под химическим воздействием окружающей среды.

Виды коррозии:

1. Химическая – вид коррозии, связанный с взаимодействием металла и коррозионной среды, при котором одновременно окисляется металл и происходит восстановление коррозионной среды; не связана с образованием, а также воздействием электрического тока;

2. Газовая - окисление металла происходит при высоких температурах, когда конденсация влаги на поверхности металла невозможна;

3. Коррозия в неэлектролитах – агрессивных органических жидкостях (сернистая нефть, расплавленная сера);

4. Электрохимическая - при взаимодействиии с растворами электролитов или влажной атмосферой. В результате коррозии протекает анодное окисление металла и катодное восстановление окислителя – среды. Скорость коррозии будет зависеть от природы металла, окислителя, природы и количества примесей в металле и среде; возрастает, если металл содержит примеси;

5. Контактная коррозия - когда два металла соприкасаются друг с другом в присутствии H2O. Процессы, протекающие при электрохимической коррозии, аналогичны процессам, протекающим в гальваническом элементе. Основное отличие – отсутствие внешней цепи, электроны двигаются внутри металла.

Анодный процесс – окисление металла. Катодный процесс – восстановление окислителя. Поляризация – отклонение потенциала электрода от его равновесного значения. Химическая поляризация связана с процессами, изменяющими химический состав поверхности электродов. Концентрационная поляризация возникает за счет неодинакового изменения концентраций веществ в слое раствора, прилежащего к поверхности электродов Деполяризация - то есть уменьшение или полное устранения поляризации.

-22-

Методы защиты от коррозии:

1. Легирование: состав сплава вводят компоненты, вызывающие пассивность металла. Метод эффективный, но дорогой;

2. Жаростойкость – стойкость по отношению к газовой коррозии при высоких температурах;

3. Жаропрочность – свойство материала сохранять высокую механическую прочность при повышении температуры;

4. Защитные покрытия:

1. Металлические: Катодные покрытия – потенциал покрытия больше, чем потенциал основного металла. При повреждении покрытия возникает коррозионный элемент, в котором анодом является основной металл (растворяется), а катодом – покрытие. Анодные покрытия имеют более отрицательный потенциал, чем потенциал основного металла. В результате коррозии разрушается покрытие;

2. Неметаллические покрытия: Нанесение эмали. Применяют для защиты от газовой коррозии. Оксидирование – образование на поверхности металлических изделий защитных оксидных пленок. Лакокрасочные покрытия. Они должны быть сплошным, не пористым, водонепроницаемым, обладать высоким сцеплением с металлом. Электрохимическая защита основана на торможении анодных и катодных реакций. Протекторная защита - к основному металлу присоединяют более активный металл (протектор), который разрушается, сохраняя металл. Катодная защита – металлическая поверхность подключают к отрицательному полюсу источника тока, она становится катодом. К положительному полюсу источника присоединяют вспомогательный анод и помещают в ту же среду. Анод разрушается, а изделие сохраняется. Анодная защита – основной металл при коррозии покрывается оксидной пленкой (пассивной), поэтому этот способ еще называют пассивацией;

5. Ингибирование коррозии - Для снижения агрессивности среды уменьшают концентрацию деполяризатора. Кислые растворы подщелачивают; кислород удаляют деаэрацией; вводят ингибиторы: анодные или замедлители коррозии. Защитное действие этих соединений обусловлено тем, что их молекулы или ионы адсорбируются на поверхности металла и каталитически снижают скорость коррозии, а некоторые из них (хроматы и бихроматы) переводят металл в пассивное состояние.

-23-

Электролиз - совокупность овп происходящих при прохождении постоянного тока через раствор или расплав электролита: электролиз растворов и электролиз расплавов. Отличие - в наличии растворителя. При электролизе растворов кроме ионов самого вещества в процессе учавствуют ионы растворителя. При электролизе расплавов - только ионы самого вещества. Процессы, протекающие при электролизе обратны процессам, происходящим при работе гальванических элементов из нескольких процессов протекает тот осуществление, которого сопряжено с мин затр энергии. На катоде будут восстанавливаться окисленные формы электрохим. С-м, имеющих наибольший электродный потенциал, а на аноде будут окисляться восстановленные формы с-м с наименьшим эл. Потенциалом. Перенапряжение электрода – величина поляризации необходимая для протекания электродного процесса.

-24-

1 закон: Масса образующегося при электролизе вещества пропорциональна количеству прошедшего через раствор электричества:

M=k*Q=k*I*t где: m - масса полученного вещества (кг); k-электрохимический эквивалент (кг/Кл), Q-количество электричества (Кл), I- сила тока.

2 закон: При электролизе различных химических соединениях равные количества электричества приводят к электрохимическому превращению эквивалентных количеств веществ. m₁:m₂:m₃=Э₁:Э₂:Э₃. Э - химический эквивалент (кг/моль).

Общий закон:

m=(Э*I*t)/F

Выход по току: Это отношение массы полученного вещества в данных условиях электролиза к массе теоретически вычисленной на основании закону Фарадея.

Применение:

1. Гальваностегия - Для защиты металлических изделий от коррозии на их поверхность наносится тонкий другого металла;

2. Гальванопластика - процесс получения точных металлических копий с предметов;

3. C помощью электросинтеза получают органические вещества, в том числе фармацевтические препараты, душистые вещества, фотоматериалы, антидетонаторы, добавляемые к моторным топливам;

4. Электролизом расплавов получают щелочные металлы: калий, натрий, литий, кальций, магний, алюминий, лантаноиды;

5. Электролитическому рафинированию металлы подвергаются для удалению из них примесей и для перевода содержащихся в них компонентов в удобные для переработки продукты.

-25-

Взаимодействие металлов с водой. С водой реагируют металлы, имеющие более отрицательный потенциал, чем окислительно-восстановительный потенциал воды.  Активные металлы более активно реагируют с водой, разлагая воду с выделением водорода.

Na + 2H₂O = H₂↑ + 2NaOH 

Менее активные металлы медленно разлагают воду и процесс тормозится из-за образования нерастворимых веществ.

Взаимодействие металлов с растворами щелочей.Со щелочами могут взаимодействовать металлы, дающие амфотерные гидрооксиды или обладающие высокими степенями окисления в присутствии сильных окислителей. При взаимодействии металлов с растворами щелочей, окислителем является вода. Пример: Zn + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂↑ 1 Zn⁰ + 4OH^– – 2e = [Zn(OH)₄]^2– окисление Zn⁰ – восстановитель Металлы, обладающие высокими степенями окисления, могут взаимодействовать со щелочами при сплавлении: 4Nb +5O₂ +12KOH = 4K₃NbO₄ + 6H₂O Взаимодействие металлов с кислотами. Это сложные реакции, продукты взаимодействия зависят от активности металла, от вида и концентрации кислоты и от температуры.  По активности металлы условно делятся на активные, средней активности и малоактивные. Кислоты условно делятся на 2 группы: I группа – кислоты, обладающие невысокой окислительной способностью: HCl, HI, HBr, H₂SO_4(разб.), H₃PO₄, H₂S, окислитель здесь H⁺. При взаимодействии с металлами выделяется кислород (H₂↑). С кислотами первой группы реагируют металлы, обладающие отрицательным электродным потенциалом. II группа – кислоты, обладающие высокой окислительной способностью: H₂SO_4(конц.), HNO_3(разб.), HNO_3(конц.). В этих кислотах окислителями являются анионы кислоты. Продукты восстановления аниона могут быть самыми разнообразными и зависят от активности металла. Если металлы обладают переменной валентностью, то с кислотами I группы металлы приобретают низшую положительную степень окисления: Fe → Fe²⁺, Cr → Cr²⁺. При взаимодействии с кислотами II группы – степень окисления +3: Fe → Fe³⁺, Cr → Cr³⁺, при этом никогда не выделяется водород. Некоторые металлы (Fe, Cr, Al, Ti, Ni и др.) в растворах сильных кислот, окисляясь, покрываются плотной оксидной плёнкой, которая защищает металл от дальнейшего растворения (пассивация), но при нагревании оксидная плёнка растворяется, и реакция идёт. Малорастворимые металлы, обладающие положительным электродным потенциалом, могут растворяться в кислотах I группы, в присутствии сильных окислителей.

Из неметаллов с водой реагируют, например, углерод и его водородное соединение (метан). Эти вещества гораздо менее активны, чем металлы, но все же способны реагировать с водой при высокой температуре:

C + H₂O = H₂ + CO (при сильном нагревании)

CH₄ + 2H₂O = 4H₂ + CO₂ (при сильном нагревании)

Неметаллы не взаимодействуют с кислотами

(Больше информации не нашла)