- •Лекция 1 Тема: основные химические понятия и законы. Цель: Ознакомить студентов с оснровными законами и понятиями, лежащими в основе химии.
- •Химия как наука и ее задачи.
- •Важнейшие законы, лежащие в основе химии.
- •Основные понятия химии
- •Закон Авогадро.
- •Уравнение состояния газа. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •Лекция 2
- •2.Образование атомной кристаллической решетки
- •Лекция 3. Тема: Классификация неорганических соединений. Цель: Ознакомить студентов с разнообразием, строением и свойствами неорганических соединений
- •Кислота основание основание кислота
- •Лекция 4
- •Лекция 5
- •Лекция 6
- •2.Энергия активации. Энтропия активации
- •3.Факторы, влияющие на скорость гомо- и гетерогенных химических реакций. Катализ.
- •Лекция 7
- •2.Изменение энтропии в химическом процессе. Энергия Гиббса
- •Лекция 8
- •2. Коллигативные свойства растворов
- •3.Сильные и слабые электролиты
- •4. Растворы электролитов
- •5. Процесс диссоциации
- •6. Константа диссоциации. Смещение ионного равновесия
- •7. Особенности воды как электролита. Ионное произведение воды . РН раствора. Буферные растворы
- •8. Гидролиз солей. Расчёт концентрации ионов водорода в растворах
- •Лекция 9
- •2.Окислители и восстановители
- •1)Окислители
- •2)Восстановители
- •3)Окислительно-восстановительная двойственность
- •3.Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •1.Метод электронного баланса.
- •2.Метод полуреакций, или ионно-электронный метод.
- •Электрохимические процессы
- •2.Направление протекания овр
- •3.Электролиз
- •4.Законы электролиза
- •5.Применение электролиза
- •Лекция 10
- •2.Атомно-молекулярное учение. Основные химические понятия и определения
- •3.Строение атома
- •4. Квантовые числа. Правила заполнения электронных орбиталей
- •Периодический закон и периодическая система элементов д. И. Менделеева.
- •2.Свойства атомов
- •Лекция 11
- •2.Типы химической связи
- •3.Гибридизация атомных орбиталей
- •4.Метод валентных связей
- •Лекция 12
- •Комплексные соединения, их строение и номенклатура. Химическая связь в комплексных соединениях.
- •Устойчивость комплексных ионов. Константа нестойкости. Комплексные химические соединения.
- •Лекция 13
- •2. Водород
- •3. Вода
- •4. Пероксид водорода
- •5. Элементы viiа группы
- •6. Элементы viа группы
- •Общая характеристика элементов vа, ivа групп
- •1. Элементы vа группы.
- •2.Элементы ivа группы.
- •Характеристика металлов
- •1. Строение металлов.
- •2. Физические свойства металлов.
- •3. Химические свойства металлов.
- •Уменьшение химической активности нейтральных атомов
- •Уменьшение способности ионов к присоединению электронов
- •Характеристика элементов второй группы периодической системы
- •Стеарат натрия стеарат кальция
- •Сода осаждает кальций и магний тоже в виде карбонатов:
- •Характеристика элементов третей группы периодической системы
2.Направление протекания овр
При работе ГЭ электрохимическая система с более высоким значением электродного потенциала выступает в качестве окислителя, а с более низким – в качестве восстановителя.
Как и при любых других самопроизвольно идущих процессах, реакция, протекающая в ГЭ, сопровождается уменьшением энергии Гиббса. Но это означает, что при непосредственном взаимодействии реагирующих веществ реакция будет протекать в том же направлении. Таким образом, сопоставляя электродные потенциалы соответствующих систем, можно заранее определять направление, в котором будет протекать окислительно-восстановительная реакция.
Пример. Установить, в каком направлении возможно самопроизвольное протекание реакции
2NaCl + Fe2(SO4)3 = 2FeSO4 + Cl2 + Na2SO4
Решение. Уравнение реакции в ионно-молекулярной форме:
2Cl-+ 2Fe3+= 2Fe2++Cl2
Запишем стандартные электродные потенциалы электрохимических систем, участвующих в реакции (табл.):
2Cl-- 2ē =Cl2φ1° = 1,36 В
Fe3++ ē =Fe2+φ2° = 0,77 В
Поскольку φ1° > φ2°, то окислителем будет служить хлор, а восстановителем – ионFe2+; рассматриваемая реакция будет протекать слева направо.
В данном примере стандартные электродные потенциалы взаимодействующих электрохимических систем существенно различались, так что направление протекания процесса однозначно определялось значениями φ° при любых практически достижимых концентрациях реагирующих веществ. Однако в тех случаях, когда сравниваемые значения φ° близки, направление протекания процесса может меняться в зависимости от концентраций участников реакции.
Стандартная ЭДС Е° ГЭ связана со стандартной энергией Гиббса ΔG° протекающей в элементе реакции соотношением
zFЕ° = - ΔG°
где z – число электронов, принимающих участие в реакции;
F – число Фарадея.
С другой стороны , ΔG° связана с константой равновесия К реакции уравнением:
ΔG° = -2,3RT lgK
Из двух последних уравнений следует:
zFЕ° = 2,3RT lgK
Пользуясь данным выражением, можно по экспериментально определенному значению стандартной ЭДС вычислить константу равновесия соответствующей ОВР.
Для стандартных условий последнее уравнение после подстановки в него значений R (8,31 Дж/(моль*К)) и F (996500 Кл/моль) преобразуется к виду:
lgK = zЕ°/0,059
3.Электролиз
Электролизом называется совокупность процессов, протекающих при прохождении постоянного электрического тока через систему, состоящую из двух электродов и расплава или раствора электролита.
При прохождении электрического тока через раствор электролита находящие в растворе положительно заряженные ионы направляются к катоду, а отрицательно заряженные – к аноду и на них разряжаются. Образовавшиеся нейтральные атомы и группы атомов или выделяются из раствора, или вступают во взаимодействие между собой, образуя так называемые вторичные продукты электролиза.
При рассмотрении механизма электролиза необходимо учитывать, что в растворе помимо ионов электролита находятся ионы Н+ и ОН-, образующиеся за счет диссоциации воды. В электрическом поле Н+ перемещается к катоду, а ОН- - к аноду. Следовательно, у катода могут разрядиться два иона Н+ и Меп+. Какой из них разрядится – это прежде всего зависит от их положения в ряду напряжений, а также от концентрации ионов и в некоторых случаях от материала электрода, у которого происходит разряд.
Чем легче металл отдает свои электроны, чем больше его отрицательный потенциал (по абсолютной величине), тем труднее разряжаются его ионы. Значит, при прочих равных условиях легче всего должны разряжаться ионы золота и других малоактивных металлов.
При электролизе солей наиболее активных металлов(натрий, калий, кальций, магний, алюминий), когда разница между электродными потенциалами Меп+ и Н+ очень велика, разряжаются почти исключительно ионы Н+ и у катода выделяется газообразный водород. По мере разряда ионов Н+ диссоциируют все новые и новые количества молекул воды, вследствие чего у катода накапливаются ионы ОН- и раствор становится щелочным.
При электролизе солей менее активных металлов (цинк, железо, никель) у катода происходит выделение металлов. Хотя на самом деле процесс должен был бы происходить, как и в первом случае, но обратное связано с ничтожно малой концентрацией ионов Н+ (сравнительно с малой концентрацией ионов Меп+) и особым влиянием вещества электродов, сильно затрудняющим разряд Н+.
У анода скапливаются отрицательные ионы электролита и ионы ОН- воды. Если анионы не содержат кислород (Cl-, Br-, S2-), то разряжаются именно эти ионы, а не ионы ОН-, которые теряют свой заряд значительно сложнее, а у анода происходит выделение Cl2, Br2, S. Если анионы содержат кислород, то на аноде выделяется газообразный кислород.
При разряде гидроксильных ионов они превращаются в молекулы воды и кислорода:
4ОН- - 4ē → 2Н2О + О2
По мере разряда ОН- диссоциируют новые молекулы воды и у анода происходит накопление ионов Н+.
Рассмотрим возможные случаи электролиза.
1. Электролиз раствора CuCl2.
При пропускании электрического тока через раствор ионы Cu2+ двигаются к катоду, ионы Cl- - к аноду. При этом протекают реакции:
Катод: Cu2+ + 2ē → Cu катод покрывается медью
Анод: 2Cl- - 2ē → Cl2 у анода выделяется газ
2. Электролиз раствора K2SO4.
Оба раствора содержат как ионы электролита, так и ионы H+ и ОН-.
Катод: 2H+ + 2ē → H2
Анод: 4ОН- - 4ē → 2Н2О + О2
При таком процессе происходит лишь разложение молекул воды. В то же время из-за непрерывного перемещения ионов калия к катоду, а сульфат-онов к аноду, у катода непрерывно образуется раствор КОН, а у анода – раствор Н2SO4.
3. В обоих случаях мы предполагали, что электроды выполнены из инертного материала (угля). Иначе протекают процессы, если анод состоит из какого-нибудь металла. В этом случае разряд ионов происходит только у катода; у анода – ионы металла переходят в раствор.
Рассмотрим электролиз водного раствора NiSO4, взяв в качестве анода никелевую пластинку. При таком процессе на катоде выделяется никель, а анод постепенно растворяется. Растворение никеля можно объяснить присущей всякому металлу способностью посылать в раствор свои ионы. При обычных условиях, когда металл погружен в воду (или а раствор), переход его ионов в раствор быстро прекращается вследствие появления на металле положительного заряда.
Катод: Ni2+ +2ē →Ni
Анод: Ni -2ē → Ni2+
В это же время количество никелевой соли в растворе остается неизменным.