- •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
Уравнение Нернста.
Это уравнение позволяет рассчитать электродный потенциал любой окислительно-восстановительной системы, находящейся в нестандартных условиях, от концентрации окисленной и восстановленной форм веществ и температуры.
Е = Е0 + RT/nF lnCxox/Cyred , где Е – электродный потенциал любой ОВС; Е0 – стандартный электродный потенциал процесса при концентрации 1моль/1000гН2; F = 96485Кл/моль; n – число передаваемых в электронной полуреакции электронов; R = 8,31Дж/мольК – универсальная газовая постоянная; Т – температура, К; Cxox и Cyred – концентрации окисленной и восстановленной форм; х и у – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.
Для стандартных условий эта зависимость отконцентрации приобретает вид: Е = Е0 + 0,059/n lgCxox/Cyred.
Для металлического электрода, концентрацией восстановленной формы Cyred можно пренебречь, т.к. концентрация металла в растворе практически равна нулю: Е = Е0 + 0,059/n lgCxox.
Для водородного электрода также можно пренебречь концентрацией восстановленной формы – газообразный водород практически нерастворим. Уравнение приобретает вид: Е = 0,059 lgCН+, т.к. Е0 = 0, n= 1. Концентрация катиона водорода связана с рН = - lgCН+, следовательно: Е = - 0,059рН.
Рассчитаем электродный потенциал водородного электрода для нейтральной и щелочной среды. В кислой среде Е = Е0 = 0 В.
Нейтральная среда: рН = 7, Е = -0,413 В.
Щелочная среда: если рН =14, то Е = -0.826 В.
В соответствии с уравнением Нернста можно составить концентрационный ГЭ из двух одинаковых электродов, погруженных в раствор одного и того же электролита, но разной концентрации. Например:
Ag l AgNO3 (0,01M) ll AgNO3 (0,1M)l Ag
Анод (окисление): Ag → Ag+ + e
Kатод (восстан-е): Ag+ + e → Ag
Ео(анода) = 0,8 + 0,059lg 10-2 = +0,68B
Ео(канода) = 0,8 + 0,059lg 10-1 = +0,74B
∆Ео = Ео(катода) – Ео(анода) = 0,74 – 0,68 = 0,06В
Очевидно, что чем больше будет разность концентраций электролитов, тем больше ЭДС ГЭ.
Химические свойства металлов.
Взаимодействие с водой, водными растворами щелочей, кислот и солей.
Для понимания процессов разрушения металлов под воздействием внешней среды (коррозии металлов), необходимо рассмотреть, как протекают химические процессы их взаимодействия с водой, водными растворами щелочей, кислот и солей.
1.Взаимодействие металлов с водой.
Общая схема ОВР металлов с водой следующая:
Ме + nН2О = Ме(ОН)n + Н2
Ок-е: Мео – ne Меn+ Ео (Меn+/Мео)
Вос-е: 2Н2О + 2е → Н2 + 2ОН- Ео =- 0,413В (потенциал водородного электрода в нейтральной среде).
Ео = Ео(восстанавливающейся системы) - Ео(окисляющейся системы)
Если реакция протекает самопроизвольно, то ЭДС должна быть больше нуля: Ео = -0,413 - Ео (Меn+/Мео) > 0, следовательно: Ео (Меn+/Мео)< -0,413В.
С позиций термодинамики это означает, что с водой должны взаимодействовать металлы, у которых значение стандартного электродного потенциала меньше, чем -0,413В. Однако, учитывая такой кинетический фактор, нерастворимость оксидных пленок большинства металлов в воде, практически с водой взаимодействуют только щелочные и щелочноземельные металлы (Са, Sr, Ва), а также Мg, т.к. только их оксидные пленки растворимы в воде.