- •37. Искусственная радиоактивность.
- •38. Ядерные реакции.
- •39. Теория химического строения.
- •40. Ковалентная связь.
- •41. Метод валентных связей.
- •42. Неполярная и полярная ковалентная связь.
- •43. Способы выражения ковалентной связи.
- •44. Направленность ковалентной связи.
- •45. Гибридизация атомных электронных орбиталей.
- •46. Ионная связь.
- •47. Водородная связь.
- •48. Межмолекулярное взаимодействие.
- •49. Превращение энергии при химических реакциях.
- •50. Термохимия.
- •51. Скорость химической реакции.
- •61.Способы выражения состава растворов
- •62. Особенности растворов солей кислот и оснований
- •63. Теория электролитической диссоциации
- •64.Степнь диссоциации
- •65. Сила электролитов
- •66.Константа диссоциации
- •67.Сильные электролиты
- •68. Свойства кислот солей и оснований с точки зрения теории электролитической диссоциации
- •69.Произведение растворимости
- •70. Диссоциация воды
- •71. Водородный показатель
- •72. Гидролиз солей
- •73. Окислительно-восстановительные реакции
- •74. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •75. Важнейшие окислители и восстановители
- •76. Окислительно-восстановительная двойственность
- •77. Внутримолекулярное окисление-восстановление
- •78.Электролиз
- •79.Электрохимические процессы.
- •80. Электролиз водных растворов и расплавов
77. Внутримолекулярное окисление-восстановление
Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления происходят тогда, когда в молекуле соседствуют атомы-окислители и атомы-восстановители. Рассмотрим разложение бертолетовой соли KClO3 при нагревании:
+5 –1 0
KClO3= KCl + O2
Это уравнение также подчиняется требованию электронного баланса:
Здесь возникает сложность – какой из двух найденных коэффициентов поставить перед KClO3 – ведь эта молекула содержит и окислитель и восстановитель? В таких случаях найденные коэффициенты ставятся перед продуктами:
KClO3 = 2KCl + 3O2
Теперь ясно, что перед KClO3 надо поставить коэффициент 2.
2KClO3 = 2KCl + 3O2
Внутримолекулярная реакция разложения бертолетовой соли при нагревании используется при получении кислорода в лаборатории.
78.Электролиз
Электролиз – ОВП, происходящий на эдектродах при прохождении постоянного эл. тока через раствор или расплав электролита. При электролизе происходит превращение эл. Энергии в химическую.
Примером электролиза может служить электролиз расплава хлорида магния. При прохождении тока через расплав MgCl2, катионы магния под действием электрического поля движутся к отрицательному электроду. Здесь, взаимодействуя с приходящими по внешней цепи электронами, они восстанавливаются.
Mg2+ +2e = Mg0
Анионы хлора перемещаются к положительному электроду и, отдавая избыточные электроны, окисляются.
2Cl- -2e = 2Cl0
Эта реакция не может протекать самопроизвольно, энергия, необходимая для ее осуществления, поступает от внешнего источника тока.
Электрод, на котором происходит восстановление, называется катодом, электрод, на котором происходит окисление, называется анодом. Но при электролизе катод заряжен отрицательно, а анод – положительно. Особенность электролиза — пространственное разделение процессов окисления и восстановления: электрохимическое окисление происходит на аноде, восстановление — на катоде. Э. осуществляется в специальных аппаратах — электролизёрах.
79.Электрохимические процессы.
Электрохимическими называются окислительно-восстановительные процессы, протекающие на границе раздела: электрод ─ раствор и сопровождающиеся переносом заряда через эту границу.
Электрохимические процессы
Электрохимические процессы это окислительно-восстановительные реакции, которые сопровождаются возникновением электрического тока или вызываются электрическим током.
Выделяют две группы электрохимических процессов:
· процессы превращения электрической энергии в химическую (электролиз);
· процессы превращения химической энергии в электрическую (гальванические элементы).
Простейшая электрохимическая система состоит из двух электродов – проводников первого рода с электронной проводимостью, находящихся в контакте с жидким (раствор, расплав) или твердым электролитом - ионным проводником второго рода. Электроды замыкаются металлическим проводником, образующим внешнюю цепь электрохимической системы.
Электро́дный потенциа́л — разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электролита).
Абсолютную величину электродного потенциала отдельного электрода измерить невозможно, поэтому измеряют всегда разность потенциалов исследуемого электрода и некоторого стандартного электрода сравнения, т.е. составляют электрохимическую цепь. В качестве электродов сравнения для водных сред используют хлорсеребряный или обратимый водородный электрод сравнения. Последний представляет собой платинированную (электрохимическим способом осажденную на платиновую пластину) платину, погруженную в раствор кислоты (серной, соляной) с активностью ионов водорода равной 1, через который продувают водород при давлении 101кПа. В системе устанавливается равновесие
H2(г) H2(Pt) 2H(Pt) 2H+ +2e(Pt)
Потенциал этого равновесия в указанных условиях принят равным нулю при любых температурах.
Стандартные электродные потенциалы металлов и водорода, расположенные в порядке их возрастания, составляют ряд стандартных электродных потенциалов металлов, или электрохимический ряд напряжений металлов. Ряд электродных потенциалов дает полезные знания:
1.Металлы, имеющие значения электродного потенциала меньше, чем у водорода, могут растворяться с выделением водорода в кислотах, анионы которых не являются окислителями.
2.Металлы, имеющие большее, чем у водорода, значение стандартного электродного потенциала могут встречаться в природе в самородном виде.
3.Металлы, имеющие меньшее значение электродного потенциала могут вытеснять металлы с большим значением электродного потенциала из растворов их солей.
4.Металлы, имеющие электродный потенциал меньше, чем потенциал реакции
2H2O + 2e = H2 + 2OH- Eo = –0,83В
в стандартных условиях могут растворяться в воде с выделением водорода.