- •Н.М. Тетерина Учебное пособие по неорганической химии
- •Введение
- •Глава 1. Классы неорганических соединений
- •Основания
- •Двойственность амфотерных гидроксидов
- •Номенклатура кислот
- •Взаимодействие кислот с металлами
- •Классификация и номенклатура солей
- •Номенклатура кислот и солей
- •Контрольные задания №1 Тема: «Классы неорганических соединений»
- •Глава 2. Строение атома. Периодическая система элементов д.И. Менделеева
- •Размещение электронов по энергетическим уровням
- •Электронная формула
- •Общая характеристика элементов по семействам
- •Характеристика элементов по классам, исходя из электронной конфигурации атома
- •Контрольное задание №2 Тема: «Строение атома. Периодическая система элементов д.И. Менделеева »
- •Глава 3. Химическая связь. Комплексные соединения.
- •Пример образования химической связи в соединении
- •Рекомендуемая литература: [1], с. 97-167; [2], с. 35-64.
- •Контрольное задание №3 Тема: «Химическая связь»
- •Тема: «Комплексные соединения»
- •Глава 4. Кинетика химических реакций. Химическое равновесие
- •Примеры кинетических расчетов
- •Химическое равновесие
- •Пример расчета
- •Рекомендуемая литература: [1], с.186-210; [2], с. 149-203. Контрольные задания № 4 Тема: «Кинетика химических реакций. Химическое равновесие»
- •Глава 5. Термодинамика химических процессов
- •Пример термодинамических расчетов
- •Рекомендуемая литература: [1], с.168-185; [2], с.116-148. Контрольные задания № 4 Тема :«Термодинамика химических процессов»
- •Глава 6. Способы выражения концентраций растворов
- •Рекомендуемая литература: [1], с.216-221 контрольные задания №6 Тема: «Способы выражения концентрации растворов»
- •Глава 7. Теория электролитической диссоциации. Ионные реакции
- •Характеристика электролитов
- •Диссоциация солей
- •Рекомендуемая литература: [1], с.231-246; [2], с.218-224. Контрольные задания №7 Тема «Теория электролитической диссоциации. Ионные реакции»
- •Глава 8. Водородный показатель. Гидролиз солей
- •Цвет универсального индикатора в зависимости от рН
- •Примеры расчетов рН и концентрации растворов веществ
- •Гидролиз солей
- •Рекомендуемая литература: [1], с.249-258;[2], с.224-242. Контрольное задание № 8 Тема : «Водородный показатель. Гидролиз солей»
- •Глава 9. Коллигативные свойства растворов
- •Рекомендуемая литература: [1], с.225-230; [2], с.205-208. Контрольное задание №9 Тема: «Коллигативные свойства растворов»
- •Глава 10. Окислительно-востановительные реакции
- •Окислительно-восстановительные свойства веществ
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса
- •Пример составления овр
- •Особенности взаимодействия металлов с кислотами и щелочами
- •Рекомендуемая литература: [1], с.259-267;[2], с.251-278. Контрольное задание № 10 Тема : «Окислительно-востановительные реакции»
- •Глава 11. Электрохимия. Гальванические элементы
- •Пример расчета эдс медно-цинкового гальванического элемента
- •Рекомендуемая литература: [1], с.273-280, с. 681-685;[2], с. 300-310. Контрольное задание №11 Тема: «Электрохимия. Гальванические элементы»
- •Глава 12. Электролиз
- •Приближенные значения перенапряжения водорода и кислорода на различных материалах.
- •Примеры электролиза водных растворов электролитов
- •Пример расчета количества выделившихся веществ при электролизе
- •Рекомендуемая литература:[1], с.281-288, с. 677-681; [2],с.279-299. Контрольное задание №12 Тема: «Электролиз»
- •Глава 13. Коррозия металлов
- •Механизм электрохимической коррозии
- •Пример расчета коррозии Ме в результате образования гальванического элемента.
- •Рекомендуемая литература: [1], с.685-693; [2], с.311-340. Контрольное задание №13 Тема: «Коррозия металлов»
- •Глава 14. Свойства металлов
- •Контрольное задание №14 Тема: «Свойства металлов»
- •Глава 15. Синтетические высокомолекулярные соединения
- •III. По химическому составу:
- •IV. По структуре макромолекулы:
- •V. По пространственному строению:
- •VI. По физическим свойствам:
- •Рекомендуемая литература: [1], с.603-616; л.2, с.450-474 контрольное задание №15 Тема: «Синтетические высокомолекулярные соединения»
- •Словарь терминов и персоналий
- •Рекомендуемая литература
- •Приложения
- •Растворимость солей, кислот и оснований в воде*
- •Термодинамические константы некоторых веществ*
- •Плотность растворов кислот, щелочей, аммиака различных концентраций при 150с
- •Константы диссоциации кислот
- •Константы нестойкости комплексных ионов
- •Степени диссоциации кислот, оснований и солей в 0,1 н водных растворах (при 180с)*
- •Криоскопические константы некоторых растворителей
- •Эбуллиоскопические константы некоторых растворителей
- •Электрохимический ряд напряжений металлов
- •Стандартные окислительно-востановительные потенциалы в водных растворах по отношению к нормальному водородному электроду
- •Содержание
Примеры электролиза водных растворов электролитов
Пример 1. Схема электролиза водного раствора хлорида меди(II) 0,1M CuCl2, рН=5(с нерастворимым анодом)
(C-графит) К(-)Сu2+ +2Cl-(+) A(C-графит)
Н+2О-2
|
Катодный процесс |
Анодный процесс |
|
1.Cu2+ +2e Cu0 (E0 Cu2+/Cu =0,34B) Равновесный Е : Ecu2+/cu =E0cu2+/cu +0,059/2 lg Ccu2+ = 0,34 + 0,03 lg10-1 = 0,31B |
1. 2Cl- -2e Cl20 (E0Сl2/2Сl- =1,36B) равновесный Е: EСl2/2Сl- = E0Сl2/2Сl- + 0,059/2 lg CСl-= = 1,36 + 0,03 lg2 .10-1 = 1,34B |
|
2.H+2О+2еН02+2ОН Ен+2o/н2 = Е0 н+2o/н2 - 0,059рН = 0 -0,059 · 5 = - 0,30В С учетом () выделения Н2 Ecu2+/cu Ен+2O/н2 – Н2 |
2. 2Н2О-2-4е О02 +4Н+ Ео2/2о-2 = 1,23 – 0,059рН = 1,23 –0,059 ·5 = 0,94 B С учетом () выделения О2 Ео2/2о-2 + o2 EСl2/2Сl- |
|
На катоде: Cu2+ +2eCu0 |
На аноде: 2Cl- +2eCl2 |
Суммарное уравнение: CuCl2 Cu0 + Cl2
Пример 2. Схема электролиза водного раствора сульфата цинка 1M ZnSO4, рН=6 (с нерастворимым анодом)
(C-графит) К(-)Zn2+ +SO42-(+) A(C-графит)
Н+2О-2
|
Катодный процесс |
Анодный процесс |
|
1. Zn2+ + 2e Zn0 (E0 Zn+2/Zn= -76B) Ezn+2/zn =-0,76 + 0,059/2 lg Czn2+ = + 0,03 lg 1 = -0,76 В |
2Н2О-2 –4е О02 +4Н+ Ео2/2о-2 = 1,23 – 0,059рН = 1,23 – 0,059·.6 = 0,88 В |
|
2. Н+2О +2е Н02 + 2ОН- Ен+2o/н2 = Е0н+2o/н2 – 0,059рН = 0 – 0,059 ··6 = -0,35В С учетом () выделения Н2 E zn+2/zn Ен+2o/н2 -Н2 |
2H+ + SO42-H2SO4 |
|
На катоде: Zn2+ +2e Zn0 Н+2О+2еН02+2ОН- |
На аноде: 2Н2О-2 -4е О02 + 4Н+
|
Суммарное уравнение: ZnSO4 + 2H2O Zn0 + H2+ О2 + H2SO4
Пример 3. Схема электролиза водного раствора нитрата серебра 0,001M AgNO3, рН=6 (с растворимым анодом – Ag).
(C-графит) К(-)Ag+ +NO3-(+) A(Ag)
Н+2О-2
|
Катодный процесс |
Анодный процесс |
|
1.Ag+ +eAg0 (E0Ag+/Ag=0,79B) EAg+/Ag = E0 Ag+/Ag +0,059/1 lg CAg+ = 0,79+0,059 lg ·10-3 = 0,61 B |
1.Ag0 –e Ag+(E0Ag+/Ag=0,79B) EAg+/Ag = E0 Ag+/Ag +0,059/1 lg CAg+ = 0,79+0,059 lg ·10-3= 0,61 B |
|
2. H+2О + 2е Н02 + 2ОН Ен+2o/н2 = Е0н+2o/н2 – 0,059рН= 0 – 0,059 · 6 = -0,35В EAg+/Ag Е н+2o/н2 - Н2 На катоде: Ag+ +e Ag0 |
2. 2Н2О-2 -4е О02 + 4Н+ Ео2/2о-2 = 1,23 – 0,059рН = 1,23 – 0,059 · 6 = 0,88В EAg+/Ag Е о2/2о-2 + О2 На аноде: Ag0 -e Ag+ |
Первый закон Фарадея. Массы веществ, выделившихся на катоде и аноде, пропорциональны количеству прошедшего через раствор или расплав электричества: m = Kэ ·Q = Kэ . I . t, где Kэ- электрохимический эквивалент вещества, Q-количество электричества [Кл ], I.-сила тока [A], t -время [c].
Электрохимический эквивалент - численно равен массе вещества, выделившегося при прохождении одного кулона электричества: Q=1Кл, то m = Kэ
Второй закон Фарадея гласит: для выделения одного моля эквивалента вещества требуется 96500 Кл - F(число Фарадея) , F = N . e = 6,022 1023 1,602 .10-19 = 96500 Кл, где N - число Авогадро, е - заряд электрона. Значит, электрохимический эквивалент равен массе 1моля эквивалента вещества деленому на число Фарадея.
Например, Кэ(Zn) = ЭZn/F = AZn / ne..F = 65,38 / 2.9500 = 0,00328 г/Кл.
Вследствие протекания побочных процессов масса вещества, выделяющегося при электролизе, обычно меньше теоретически вычисленной по закону Фарадея, т.е. mпрак / mтеор = – выход вещества по току ( измеряется в долях от 1).
Таким образом, математическое выражение для I Закона Фарадея: mв-ва = Kэ. I. t