- •Часть I
- •Тема 3. Химическая термодинамика и кинетика.
- •Основные понятия и определения.
- •Первый закон термодинамики
- •Изменение энтальпии в различных химических и физико-химических процессах.
- •Второй закон термодинамики.
- •Абсолютная энтропия идеального кристалла при ок равна нулю.
- •Энергия Гиббса.
- •Анализ уравнения Гиббса.
- •Основные понятия.
- •Закон действия масс
- •Зависимость скорости от температуры.
- •2.3 Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие. Константа равновесия. Принцип Ле-Шателье. Фазовые равновесия. Правило фаз. Химическое равновесие.
- •Химическая кинетика. Химическое равновесие. Правило Ле Шателье-Брауна.
- •Фазовые равновесия.
- •Правило фаз.
- •Катализ Общие понятия.
- •Фотохимические реакции.
- •Тема 4. Растворы
- •Классификация дисперсных систем.
- •Общие свойства растворов.
- •Растворимость
- •Энергетика процесса растворения.
- •4.2Два вида электролитов: сильные и слабые электролиты. Электролитическая диссоциация в водных растворах. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Электролиты и неэлектролиты.
- •Водородный показатель, или pH раствора.
- •Тема 5. Окислительно-восстановительные и электрохимические процессы.
- •5.1.Электрохимические процессы. Равновесие на границе металл-раствор. Электродный потенциал. Уравнение Нернста. Водородный электрод. Ряд напряжений. Гальванический элемент. Электродвижущая сила.
- •Электроны от перешли к ионам восстановили их в свободный металл и в растворе остались ионы железа.
- •Термодинамика гальванического элемента
- •Уравнение Нернста для определения потенциала при любых условиях
- •5.2. Электрохимические источники тока.
- •Химические цепи.
- •Свинцовый аккумулятор
- •Щелочной аккумулятор:
- •Топливные элементы.
- •Тема 2. Строение вещества
- •Валентность.
- •Тема 6. Химическая идентификация и анализ вещества.
- •6.1 Химическая идентификация вещества. Идентификация катионов и анионов. Количественный анализ: гравиметрический, титриметрический анализ.
- •Химическая идентификация вещества
- •Количественный анализ.
- •6.2 Инструментальные методы анализа.
- •Тема 7.Свойства металлов и их соединений
- •7.1. Физические и химические свойства металлов. Получение металлов. Металлические сплавы и композиты.
- •Тема 8 Полимерные материалы и их применение
- •8.1 Методы получения полимеров: полимеризация, поликонденсация. Свойства полимеров. Применение полимеров и олигомеров.
- •Тема 9. Заключительная лекция.
- •9.1. Экологические проблемы общества. Охрана воздушного и водного бассейна. Предельно допустимые нормы содержания вредных веществ в биосфере. Очистка сточных вод.
- •Классификация сточных вод и примесей в них.
- •Методы и оборудование для очистки сточных вод.
- •Биологическая очистка сточных вод.
- •Проверка воды на содержание газов. Дегазация.
- •Умягчение воды.
- •Методы опреснения воды
- •Электродиализ
- •Метод обратного осмоса
- •Опреснение воды вымораживанием
- •Метод опреснения воды основанный на явлении гидратации
- •Метод солнечной дистилляции
- •Список литературы
4.2Два вида электролитов: сильные и слабые электролиты. Электролитическая диссоциация в водных растворах. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Электролиты и неэлектролиты.
Электролитами называются вещества, распадающиеся на ионы в растворах и поэтому проводящие электрический ток. Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется электролитической диссоциацией. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду и называются катионами ( Na1,Mg2, Al3,) отрицательно заряженные - к аноду и называются анионами
(NO 3 , Cl , SO42, )
Диссоциация – обратимый процесс, т.е. параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциацией) протекает процесс соединения ионов (ассоциация). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости.
Пример:
Вещества, не распадающиеся в растворах на ионы и не проводящие электрический ток, называются неэлектролитами (нефть, бензин, керосин, мазут, спирты, раствор сахара и т.д.).
По степени диссоциации различают сильные и слабые электролиты. Значения величин степени диссоциации некоторых электролитов приведены в табл. 3 приложения. Степень диссоциации а- это отношение числа распавшихся на ионы молекул nк общему числу растворенных молекул N: а=nlN
Степень диссоциации определяется опытным путем по величине электропроводности электролита и выражается в долях единицы или в процентах. Например, если a=20%, то это значит, что из 100 молекул данного электролита 20 молекул распалось на ионы. Если a=0, то диссоциация отсутствует; если a=1, то электролит полностью диссоциирует на ионы.
В зависимости от степени диссоциации все электролиты условно делятся на сильные (a>0,3), средние (0,03<a<0,3) и слабые (a<0,03). Степень диссоциации зависит от природе электролита, концентрации раствора и температуры. Так, по закону разбавления Оствальда, с уменьшением концентрации электролита, т.е. при его разбавлении водой, степень диссоциации всегда увеличивается.
Водородный показатель, или pH раствора.
Химически чистая вода является слабым электролитом и весьма незначительная часть ее молекул диссоциирует на ионы:
По закону действия масс константа равновесия воды является одновременно константой диссоциации и определяется выражением:
Отсюда
Для температуры 25°С константа диссоциации воды составляет примерно , асоставляет примерно 55,56 моль/л, следовательно:
Для воды и разбавленных растворов произведение концентрации ионов водорода и гидроксид-анионов является постоянной величиной и называется ионным произведением воды.
В чистой воде и нейтральных растворах ври 25°С:
моль/л
В кислых растворах больше концентрация ионов водорода, а в щелочных –
концентрация гидроксид-анионов; произведение остаётся постоянным.
Кислотные и основные свойства электролитов обычно характеризуются величиной концентрации ионов водорода. Чтобы не использовать числа с отрицательными показателями степени, которыми выражена указанная концентрация, ее принято выражать через водородный показатель, обозначаемый символом рН. Водородный показатель - десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком:
С помощью pHхарактер среды можно представить следующим образом:
рН = 7 – нейтральная среда; рН < 7 – кислая среда; рН > 7 – щелочная среда.
Для определения реакции среды применяются индикаторы. Индикаторы – это специальные реактивы, изменяющие свою окраску в зависимости от концентрации ионов водорода. Промежуток между двумя значениями рН, в которых изменяется окраска индикатора, называется интервалом перехода окраски индикатора. С помощью универсального индикатора можно дать также приблизительную оценку величины рН раствора. Более точное значение рН определяется с помощью прибора рН -метра.
Величина рН является одной ив важнейших характеристик коррозионных сред и зависит от содержания в воде растворенных газов: ,,. Во многих случаях она определяет принципиальную возможность протекания коррозионного процесса. При этом имеют место следующие реакции:
и среда становится кислой (рН<7).
На величину рН оказывают влияние и некоторые соли, которые в воде подвергаются гидролизу.