- •Номенклатура
- •Химические свойства [править] Основные оксиды
- •[Править] Кислотные оксиды
- •[Править] Амфотерные оксиды
- •[Править] Получение
- •§5. Электронные облака - орбитали
- •Правило Хунда
- •[Править] Мнемоническое правило
- •Валентность
- •[Править] История возникновения понятия «валентность»
- •[Править] Современные представления о валентности
- •Химическая связь в молекулах и новая теория химической связи. Виды химической связи.
- •Химическая связь в молекулах объясняется только электрическим притяжением и отталкиванием.
- •Виды химической связи
- •При нашем способе расположения электронов отпадает необходимость в теории гибридизации орбиталей (да и вообще в самих орбиталях).
- •Откуда берётся деление химических элементов по периодам?
- •Новая теория химической связи, вытекающая непосредственно из устройства атомов
- •Химическая связь в металлах
- •Атом бора. Гидриды бора.
- •Строение молекулы бензола
- •Комплексные соединения платины
- •Функциональные группы и способ соединения в них атомов
- •Химические связи в группах. Карбоксильная группа и гидроксильная группа.
- •Химическая связь - история (то, что пишут в учебниках)
- •Важнейшие свойства химической связи
- •Тайна крещенской воды
- •3.2.4 Гибридизация атомных орбиталей
- •Силы Ван-дер-Ваальса
- •[Править] Классификация ван-дер-ваальсовых сил
- •Типы кристаллических решеток
- •Металлическая связь
- •[Править] Механизм металлической связи
- •[Править] Характерные кристаллические решётки
- •Водородная связь
- •[Править] Природа водородной связи
- •[Править] История
- •[Править] Свойства
- •[Править] Водородная связь в воде [править] Механизм Гротгуса
- •[Править] Водные кластеры
- •[Править] Водородная связь в нуклеиновых кислотах и белках
- •[Править] Водородная связь в полимерах
- •Структура воды
- •5) Термодинамическая фаза
- •[Править] Основные понятия
- •[Править] Термодинамические фазы на фазовой диаграмме
- •[Править] Термодинамические фазы и агрегатные состояния вещества
- •[Править] Выделение фаз
- •[Править] См. Также Внутренняя энергия
- •[Править] Идеальные газы
- •Термодинамика
- •[Править] Разделы термодинамики
- •[Править] Физический смысл термодинамики [править] Необходимость термодинамики
- •[Править] Законы — начала термодинамики
- •[Править] Основные формулы термодинамики [править] Условные обозначения
- •[Править] Формулы термодинамики идеального газа
- •[Править] Термодинамика сплошных сред
- •Закон Гесса
- •[Править] Следствия из закона Гесса
- •Термодинамическая энтропия
- •[Править] Термодинамическое определение энтропии
- •[Править] Статистическое определение энтропии: принцип Больцмана
- •[Править] Понимание энтропии как меры беспорядка
- •[Править] Границы применимости понимания энтропии как меры беспорядка
- •[Править] Энтропия в открытых системах
- •[Править] Измерение энтропии
- •[Править] Построение графика изменения энтропии
- •4.5. Энтропия
- •Энергия Гиббса
- •[Править] Определение
- •[Править] Связь с термодинамической устойчивостью системы
- •[Править] Применение в химии [править] Связь с химическим потенциалом
- •[Править] Энергия Гиббса и направление протекания реакции
- •2 Химическая кинетика и химическое равновесие
- •2.1 Кинетика химических реакций
- •Закон действующих масс
- •[Править] Закон действующих масс в химической кинетике
- •[Править] Закон действующих масс в химической термодинамике
- •6.1.3. Зависимость скорости реакции от температуры
- •Энергия активации
- •[Править] Математическое описание
- •[Править] Переходное состояние
- •5.2.Обратимые и необратимые процессы
- •Релаксация (физика)
- •[Править] Свойства и виды
- •[Править] Описание процесса релаксации [править] Для одноатомных газов
- •[Править] Для многоатомных газов
- •[Править] Для смесей газов
- •[Править] Для жидкостей
- •[Править] Для твёрдых тел и квантовых жидкостей
- •Динамические равновесия
- •Принцип Ле Шателье — Брауна
- •[Править] Влияние температуры
- •[Править] Влияние давления
- •Влияние инертных газов
- •5.1. Химическое равновесие в гомогенных системах
- •6. Растворы
- •6.1. Дисперсные системы. Растворы
- •Некоторые характеристики дисперсных систем
- •6.2. Процесс образования растворов. Тепловые эффекты при растворении
- •6.3. Растворимость
- •6.4. Способы выражения состава растворов
- •Способы выражения состава растворов
- •6.5. Разбавленные растворы неэлектролитов
- •6.5.1. Давление пара над растворами
- •6.5.2. Температура кипения и замерзания растворов
- •6.5.3. Осмотическое давление
- •6.6. Растворы электролитов. Основы теории электролитической диссоциации
- •6.6.1. Сильные и слабые электролиты
- •6.7. Равновесие в растворах слабых электролитов. Константа диссоциации
- •6.8. Основания, кислоты и соли в свете теории электролитической диссоциации
- •6.9. Ионное произведение воды
- •Окраска важнейших кислотно-основных индикаторов в различных средах
- •6.10. Произведение растворимости
- •6.11. Реакции обмена в растворах электролитов
- •6.12. Гидролиз солей
- •11. Химические свойства металлов
- •11.1. Общие положения
- •11.2. Физические свойства металлов
- •11.3. Получение металлов
- •11.3.1. Нахождение в природе
- •11.3.2. Общие методы получения металлов
- •11.3.3. Получение металлов высокой чистоты
- •11.4. Химические свойства металлов
- •11.4.1. Отношение металлов к окислителям - простым веществам
- •Щелочные металлы
- •[Править] Общая характеристика щелочных металлов
- •Некоторые свойства щелочных металлов
- •[Править] Химические свойства щелочных металлов
- •Окраска пламени щелочными металлами и их соединениями
- •[Править] Получение щелочных металлов
- •[Править] Соединения щелочных металлов [править] Гидроксиды
- •[Править] Карбонаты
- •[Править] Фотографии
- •[Править] Литература
- •[Править] Примечания
- •[Править] См. Также
- •[Править] Ссылки
- •13.Важнейшие классы неорганических веществ
- •13.1. Определения
- •13.2. Металлы
- •13.3. Неметаллы
- •13.4. Основные оксиды
- •13.5. Кислотные оксиды
- •13.6. Амфотерные оксиды
- •Окислительно-восстановительные реакции
- •[Править] Описание
- •[Править] Окисление
- •[Править] Восстановление
- •[Править] Виды окислительно-восстановительных реакций
- •[Править] Примеры [править] Окислительно-восстановительная реакция между водородом и фтором
- •[Править] Окисление, восстановление
- •[Править] Мнемонические правила
- •8. Электрохимические процессы
- •8.1. Гальванический элемент
- •8.2 Коррозия металлов
- •8.3. Электролиз
- •8.1. Гальванический элемент
- •8.1.1. Понятие об электродном потенциале
- •8.1.2. Гальванический элемент (гэ) даниэля-якоби
- •8.1.3. Напряжение гальванического элемента
- •8.1.4. Водородная шкала потенциалов
- •8.1.5. Потенциалы металлических электродов
- •8.1.6. Потенциалы газовых электродов
- •8.1.7.Поляризация в электрохимических процессах
- •8.2 Коррозия металлов
- •8.2.1.Химическая коррозия
- •8.2.2. Электрохимическая коррозия
- •Основные случаи возникновения коррозионных гальванических пар
- •8.2.3 Защита металлов от коррозии
- •8.3. Электролиз
- •8.3.1. Общие понятия
- •8.3.2. Электролиз расплавов электролитов
- •8.3.3. Электролиз растворов электролитов
- •8.3.4 Электролиз с растворимыми анодами
- •8.3.5. Законы электролиза
- •8.3.6. Применение электролиза
- •Электрохимическая коррозия
- •Газовая коррозия
- •Химическая коррозия в жидкостях-неэлектролитах
- •7.1.Коррозия металлов
- •7.2.Борьба с коррозией парогенераторов во время работы
- •7.3.Борьба со стояночной (кислородной) коррозией парогенераторов, находящихся в резерве или ремонте
- •7.4.Борьба с коррозией конденсатопроводов
- •7.5.Борьба с коррозией тепловых сетей
- •7.6.Защита от коррозии водоподготовительного оборудования
- •7.7.Удаление отложений
- •§ 36. Воздушная известь
- •А. Воздушные вяжущие вещества
- •Б. Гидравлические вяжущие вещества
8.1.4. Водородная шкала потенциалов
Наиболее часто в качестве электрода сравнения (эталона) принято использовать водородный электрод. Поэтому измеряют напряжение гальванического элемента, составленного из исследуемого и стандартного водородного электрода, стандартный электродный потенциал которого принимают равным нулю. Схему такого элемента записывают следующим образом: слева - водородный электрод, справа - измеряемый электрод. Например, схема гальванического элемента для измерения потенциала цинкового электрода имеет вид:
H2, Pt | H+ || Zn2+ | Zn,
а схема элемента для измерения потенциала медного электрода:
H2, Pt | H+ || Cu2+ | Cu,
Напряжение гальванического элемента равна разности потенциалов правого и левого электродов:
А так как потенциал левого электрода условно принимают равным нулю, то напряжение измеряемого элемента будет равна потенциалу правого электрода, т.е. стандартному электродному потенциалу. Для водородно-цинкового элемента напряжение равно:
т.е. водородный электрод заряжен менее отрицательно, чем цинковый. Таким образом, во внешней цепи электроны перемещаются от цинкового электрода к водородному. Для медно-водородного электрода:
т.е. медный электрод заряжен более положительно, чем водородный. Таким образом, во внешней цепи электроны перемещаются от водородного электрода к медному. Тогда стандартное напряжение для элемента Даниэля-Якоби равно:
Стандартные электродные потенциалы металлических электродов в водных растворах приведены в справочной литературе. Величины стандартных ЭП металлов () являются мерой восстановительной способности их атомов и мерой окислительной способности ионов металлов. Чем более отрицательное значение имеет потенциал системы Ме/Меn+, тем более сильной восстановительной способностью обладает атом. И наоборот, чем более положителен потенциал металлического электрода, тем более сильной окислительной способностью обладают его ионы. Например, к наиболее сильным восстановителям (в водном растворе) относится литий (Li/Li+ = -3,04 B), а к наиболее сильным окислителям - ионы золота Au3+, Au+ (Au/Au3+ = +1,50 B, Au/Au+ = +1,69 B).
8.1.5. Потенциалы металлических электродов
Электродный потенциал любой окислительно-восстановительной системы, находящейся в нестандартных условиях, можно рассчитать по уравнению Нернста:
где: - электродный потенциал окислительно-восстановительного электрода, В;
- стандартный электродный потенциал этого электрода, В;
R - универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/моль· К
T - температура, K;
n - число электронов в уравнении электродной реакции;
F - число Фарадея, равное 96500 Кл/моль ;
ок., восст. - активности окисленной формы восстановителя (Меn+) и восстановленной формы окислителя (Ме) в электродной реакции.
Подставив в уравнение Нернста T = 298 K, R, F и введя множитель 2,3 (переход к десятичным логарифмам), получим:
Уравнение Нернста для металлического электрода имеет вид:
Для разбавленных растворов, в которых активности мало отличаются от концентрации (a С):
Величина Me/Men+ называется стандартным ЭП металлического электрода. Значение ЭП металлического электрода равно величине стандартного ЭП металлического электрода при концентрации ионов металла в растворе, равной 1 моль/л. Таким образом, стандартный электродный потенциал (напряжение) - напряжение гальванического элемента, содержащего в качестве левого электрода стандартный водородный электрод, а в качестве правого электрода - измеряемый электрод, в условиях , когда активности всех участников окислительно-восстановительной реакции равны единице, а внешнее давление составляет 1 атм.