- •Содержание
- •Введение
- •1 Основные понятия и законы химии
- •1.1 Основные понятия химии
- •1.2 Основные законы химии
- •2 Основные классы неорганических соединений
- •2.1 Простые вещества
- •2.2 Сложные вещества
- •3 Растворы
- •3.1 Общие свойства растворов
- •3.1.2 Способы выражения состава растворов
- •3.1.3 Физико-химические процессы образования растворов
- •3.1.4 Экстракция
- •3.2 Растворы неэлектролитов
- •3.2.1 Законы Рауля
- •3.2.2 Осмос
- •3.3 Растворы электролитов
- •3.3.1 Электролитическая диссоциация
- •3.3.2 Сильные и слабые электролиты
- •3.4 PH водных растворов
- •4 Ионно-обменные реакции
- •4.1 Необратимые ионно-обменные реакции
- •4.2 Обратимые ионно-обменные реакции
- •5 Гидролиз солей
- •5.1 Различные случаи гидролиза
- •2) Гидролиз соли образованной сильным основанием и слабой кислотой
- •3) Гидролиз соли образованной слабым основанием и слабой кислотой
- •5.2 Константа гидролиза
- •5.3 Смещение равновесия при гидролизе
- •6. Окислительно-восстановительные реакции
- •6.1 Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •6.2 Прогнозирование окислительно-восстановительных свойств веществ по степеням окисления элементов
- •6.3 Основные типы окислительно-восстановительных реакций
- •6.4 Взаимодействие металлов с водой, кислотами и щелочами
- •7 Гальванические элементы
- •7.1 Принцип работы гальванического элемента
- •7.2 Водородный электрод сравнения. Электрохимический ряд
- •8 Электролиз
- •8.1 Электролиз расплавов
- •8.2 Электролиз водных растворов
- •8.3 Количественные расчёты в электролизе
- •8.4 Химические источники электрической энергии
- •9 Коррозия металлов
- •9.1 Виды и типы коррозии
- •9.2 Способы защиты металлов от коррозии
- •9.2.1 Изолирование металлов от внешней среды
- •9.2.2 Изменение состава коррозионной среды
- •9.2.3 Рациональное конструирование
- •9.2.4 Электрохимические способы защиты от коррозии
- •10 Термодинамика
- •10.1 Внутренняя энергия и энтальпия. Закон Гесса
- •Или через промежуточный продукт (со) в две реакции:
- •10.2 Энтропия
- •10.3 Энергия Гиббса
- •11 Химическая кинетика Химическая кинетика – учение о скоростях и механизмах протекания химических реакций.
- •11.1 Скорость реакции
- •Основные факторы, влияющие на скорость реакции:
- •Число частиц с энергией большей, чем Еа равно заштрихованной площади.
- •12.1.2 Модель атома по Бору
- •12.2 Современные представления о строении атома
- •13 Периодический закон и периодическая таблица д.И. Менделеева
- •14 Химическая связь и строение молекул
- •14.1 Химическая связь
- •14.1.1 Квантово-механическое описание модели молекулы водорода
- •14.1.2 Основные характеристики химической связи
- •Валентный угол–это угол между двумя химическими связями.Он отражает геометрию молекулы.
- •14.1.3 Типы химических связей Ковалентная связь –это связь между двумя атомами за счет образования общей электронной пары.
- •14.2 Состав и строение молекул
- •15 Типы кристаллических решеток
- •16.1 Общая характеристика s-элементов первой и второй групп
- •16.2 Свойства воды
- •16.2.1 Строение молекулы воды
- •16.2.2 Физические свойства воды
- •16.2.3 Химические свойства воды
- •16.3 Жесткость воды
- •18 Комплексные соединения
- •18.1 Состав комплексных соединений
- •18.2 Реакции с участием комплексных соединений
- •19.8.1 Элементы триады железа
- •19.8.2 Платиновые металлы
- •20 Органические соединения
- •20.1 Углеводороды
- •20.2 Кислородсодержащие соединения
- •20.3 Амины и аминокислоты
- •21 Полимеры
- •21.1 Классификации полимеров
- •21.2 Полимеризационные полимеры
- •21.3 Поликонденсационные полимеры
- •21.4 Структура и состояние полимеров
- •22 Рабочие вещества низкотемпературной техники
- •22.2 Хладагенты органического происхождения
- •Список использованных источников
7.2 Водородный электрод сравнения. Электрохимический ряд
Абсолютные значения электродных потенциалов в настоящее время не- известны, поэтому на практике применяют относительные значения.
В качестве электрода сравнения был выбран «водородный электрод».
Для получения сравнимых результатов измерения проводятся при следующих стандартных условиях:
Т = 298 К, р = 101 кПа, С(Меn+) = 1 моль/л.
Водородный электрод – это платиновая пластина, покрытая платиновой чернью и погруженная в 1 М раствор серной кислоты. Через раствор пропускается молекулярный водород, который поглощается платиной (один объем платины поглощает до 700 объемов водорода).
В результате протекающих процессов на границе металл–раствор устанавливается равновесие H+ + e « H(г) и возникает скачок потенциала (φ0).
Электродный потенциал стандартного водородного электрода условно приняли равным нулю и по отношению к нему нашли стандартные электродные потенциалы различных металлов и других окислительно-восстановительных систем. В соответствии с увеличением значений стандартных электродных потенциалов металлы располагаются в электрохимический ряд.
Например:
Меn+∕Ме |
Li+∕ Li |
Al3+∕ Al |
Zn2+∕ Zn |
Fe 2+∕ Fe |
H+∕ H |
Cu2+∕Cu |
Au3+∕Au |
φ0 |
–3,045 |
–1,662 |
–0,763 |
–0,440 |
0,000 |
+0,337 |
+1,498
|
В электрохимическом ряду левее водорода расположены металлы, стандартные электродные потенциалы которых имеют отрицательные значения, а правее – положительные значения.
Например: φ0(Zn2+/Zn) = –0,763 В, φ0(Cu2+/Cu) = +0,337 В.
Если условия отличаются от стандартных, то величину электродного потенциала рассчитывают по уравнению Нернста. Для металлического электрода уравнение при Т = 298 К имеет вид:
φ = φ0 + , |
(7.2) |
где n – число электронов, участвующих в элементарной реакции;
С(Меn+) – молярная концентрация катионов соли.
Величина электродного потенциала – это количественная характеристика окислительно-восстановительных свойств вещества.
Чем больше алгебраическая величина электродного потенциала, тем большими окислительными свойствами обладает окисленная форма и тем меньшими восстановительными – восстановленная форма вещества.
Разность потенциалов двух полуэлементов может возникнуть также в тех случаях, когда они образованы одинаковыми металлами, но с различными концентрациями электролитов. Такие гальванические элементы называются концентрационными. Например, ЭДС гальванического элемента, состоящего из двух медных электродов, один из которых находится в 1М растворе CuSО4, а второй в 0,001 М, равна:
φ = +0,34 +
8 Электролиз
Электролиз – окислительно-восстановительная реакция, протекающая в растворе или расплаве электролита под действием внешнего источника тока.
Если во внешнюю цепь гальванического элемента подключить источник постоянного тока с ЭДС, превышающей электродвижущую силу соответствующего гальванического элемента, но с противоположной полярностью, то должна протекать обратная окислительно-восстановительная реакция. На практике ЭДС внешнего источника тока должна быть больше на величину так называемого перенапряжения:
Еэлектролиза = Егальван. элемента + Еперенаприжения. |
(8.1) |
Электролиз широко используется для получения металлов (алюминий, щелочные и щелочноземельные металлы и другие); рафинирования (очистки) металлов; гальванопластики – получения точных металлических копий и гальваностегии – нанесения на поверхность металлических изделий слоев других металлов; электрохимической обработки поверхностей металлов и других процессов.