4. Второй и третий законы термодинамики. Физический смысл энтропии и ее изменение в химических превращениях.

Функцией состояния системы - энтропией (S) или её изменением (∆S), которые являются мерой неупорядоченности (беспорядка) в системе. Самопроизвольные процессы в изолированных системах, где нет обмена энергией или веществом между системой и окружающей средой, сопровождаются увеличением энтропии (∆S>0) (второй закон термодинамики).

Каждый переход из упорядоченного состояния в менее упорядоченное является более вероятным процессом. Поэтому энтропию можно представить как вероятность, с которой система стремится достичь менее упорядоченного состояния. Изменения энтропии при химических реакциях особенно велики в случае реакций, приводящих к изменению числа молекул газов (увеличение числа молекул газов ведёт к росту энтропии, а уменьшение – к её понижению). Для химических реакций изменение энтропии аналогично изменению энтальпии:

Здесь ∆S⁰ соответствует энтропии стандартного состояния. Стандартные энтропии простых веществ не равны нулю. В отличие от других термодинамических функций энтропия идеального кристаллического тела при абсолютном нуле равна нулю (постулат Планка), поскольку W=1.

Третий закон термодинамики: Теорема Нернста: Энтропия любой системы при абсолютном нуле температуры всегда может быть принята равной нулю.

Билет 17. Условия протекания химической реакции: энтальпийный и энтропийный факторы. Свободная энергия Гиббса.

Самопроизвольное протекание изобарно-изотермического процесса определяется двумя факторами: энтальпийным и энтропийным.

Энтальпийный фактор связан с уменьшением энтальпии системы (∆Н). Стандартная энтальпия образования – тепловой эффект реакции образования одного моль вещества из простых веществ, устойчивых в стандартных условиях. Энтальпия образования простых веществ принята равной нулю.

Энтропийный фактор (∆S) обусловлен увеличением беспорядка в системе вследствие роста её энтропии. Частицы любой системы обладают способностью беспорядочного движения, поэтому система в целом также стремится перейти из состояния с меньшим беспорядком в более хаотичное состояние. Этот процесс характеризуется энтропией, которая является мерой неупорядоченности в системе.

Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы, называемой изобарно-изотермическим потенциалом или свободной энергией Гиббса (G,кДж): ∆G=∆H-T∆S. Изменение свободной энергии Гиббса позволяет судить о том, возможна или нет в данных условиях та или иная реакция. При ∆G<0 реакция термодинамически разрешена, при ∆G>процесс термодинамически запрещен.

Билет 18. Химическая кинетика. Влияние различных факторов на скорость химических реакций. Правило Вант-Гоффа и закон действующих масс (для гомогенных и гетерогенных реакций).

Химическая кинетика - это раздел химии, который изучает скорости и механизмы протекающих реакций в зависимости от конкретных внешних условий скорость химических реакций и влияние различных факторов. К важнейшим факторам, влияющим на скорость реакций, относятся: природа реагирующих веществ, концентрация, температура, присутствие катализаторов.

Природа реагирующих веществ позволяет определить какое вещество является более реакционоспособным. Например, при взаимодействии оксид азота (I) с кислородом реакция протекает с большей скоростью, а при взаимодействии оксид углерода с кислородом в таких же условиях реакция практически не протекает. Следовательно, NO является более реакционноспособным веществом, чем СО.

Химические реакции протекают только благодаря столкновению молекул друг с другом в результате их хаотического движения. Поэтому число столкновений, а значит и скорость реакции, будет тем выше, чем выше концентрации реагирующих веществ. Общую формулировку влияния концентрации на скорость химической реакции дает закон действующих масс: скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. для данной реакции закон действующих масс имеет вид: .

В гомогенных системах: 3H₂+N₂=2NH₃ v=k*C³(H₂)*C(N₂).

В гетерогенных системах скорость реакции пропорциональна тольrо плоскости подвижного элемента: CaO_(тв)+CO_2(г)=CaCO_3(тв) v=k*С_СО2

С ростом температуры увеличивается скорость движения частиц, а следовательно, и частота их столкновений, что и приводит к увеличению скорости реакции. Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа: с повышением температуры на каждые 10 градусов скорость большинства реакций возрастает в 2-4 раза, то есть

Катализаторы – вещества, которые изменяют скорость химической реакции, но их состав и количество остается неизменными. Катализаторы различают гомогеннее и гетерогенные. Гомогенные катализаторы находятся в одном и том же агрегатном состоянии хотя бы с одним из реагентов. Гетерогенные катализаторы это такие, когда катализатор и реагирующие вещества находятся в различных агрегатных состояниях.

Билет 19. Обратимые химические реакции и подвижное химическое равновесие. Константа химического равновесия. Принцип Ле Шателье. Привести примеры.

Химические реакции делятся на обратимые и необратимые. Если химическая реакция протекает не только между реагирующими веществами, но и междупродуктами реакции, то такие реакции называются обратимыми.В случае обратимых реакций наступает такой момент, когда скорость прямой реакции и обратной становятся одинаковыми. Такое состояние реагирующей системы называется состоянием химического равновесия и дальнейшего измененя конценотраций учавствующих в реакции веществ не происходят. Следовательно, химическое равновесие – это динамическое равновесие, при котором осуществляется непрерывное образованеи и распад реагентов и продуктов реакции. Иными словами особенность обратимых реакций состоит в том, что по мере накопления продуктов реакции возрастает скорость обратной реакции.

Константа равновесия – постоянная при данной температуре величина, выражающая соотношение между равновесными концентрациями продуктов реакции и исходных веществ. Константа равновесия определяет глубину протекания процесса к моменту достижения равновесного состояния: чем больш константа равновесия, тем больше степень преаращения реагентов в подукты реакции. Переход системы из одного равновесного состояния в другое равновесное состояние называется смещением или сдвигом равновесия.

Направление смещения химического равновесия в результате изменения внешних условий устанавливается принципом подвижного равновесия или принципом Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо внешнее воздействие, то равновесие сместится в сторону той реакции, которая стремится свести это воздействие к минимуму. Рассмотри влияние различных факторов на данном примере:

а) влияние изменения концентрации веществ. Если в эту равновесную систему ввести дополнительно некоторое количество водорода или азота, то в системе усиливается процесс, стремящийся понизить концентрацию этих веществ в реакционной смеси. Таким процессом является прямая реакция между N2 и H2 , а, следовательно, равновесие сместится в сторону образования аммиака. Вывод: равновесие любой обратимой реакции смещается в сторону продуктов реакции при увеличении концентрации исходных веществ или уменьшении концентрации продуктов реакции. Равновесие будет смещаться влево, т. е. в сторону исходных веществ при уменьшении их концентрации или увеличении концентрации продуктов реакции. б) влияние температуры. Термохимическое уравнение данной реакции показывает, что прямая реакция экзотермическая, так как, а обратная реакция эндотермическая. Следовательно, при увеличении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, т. е. влево, поскольку она противодействует повышению температуры. При уменьшении температуры равновесие смещается в сторону прямой реакции, т. е. вправо, которая препятствует уменьшению температуры. Вывод: при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, а при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции.

в) в результате увеличения давления повышается концентрация реагирующих веществ и вместе с тем скорость реакции. При уменьшении давления в системе равновесие будет смещаться в сторону обратной реакции. Если в левой и правой частях уравнения находятся одно и то же число моль газов, то при изменении давления равновесие не нарушается. Не влияет давление на равновесие и в том случае, когда все реагирующие вещества находятся в жидком или твердом состоянии.

Билет 20.Дайте определение раствора. С чем связано образование раствора? Термодинамическое представление о процессах, протекающих при образовании растворов. Какой раствор назвают идеальным?

Растворы – гомогенные системы переменного состава, состоящие из двух или более веществ, называемых компонентами. По характеру агрегатного состояния растворы могут быть газообразными, твердыми и жидкими. Причиной образования раствороя является взаимодействие молекул растворителя с молекулами растворенного вещества. Об этом свидетельствуют экспериментальные факты: растворение происходит с выделением тепла или с поглащением тепла, изменением давления паров над растворами по сравнению с читсыми растворителями, изменением объёма при образовании растворов.

По термодинамическому признаку растворы делятся на идеальные и реальные. Для идеальных растворов предполагается, что между компонентами раствора отсутствуют любые взаимодействия. Часто растворы приобретают свойства идеальности при достаточно большом разведении это бесконечно разбавленный раствор, когда концентрация растворённого вещества стремится к нулю.

Билет 21. Какие растворы называют насыщенными, ненасыщенными и перенасыщенными? Что такое растворимость и в чем она выражается? Как изменяется растворимость жидкостей, газов и таердых веществ при повышении темпервтуры?

Все вещества в той или иной степени способны растворяться и характеризуются растворимостью. Некоторые вещества неограниченно растворимы друг в друге. Большинство соединений ограниченно растворимы, а многие малорастворимы или практически нерастворимы. Растворимостью вещества при данных условиях называют его концентрацию в насыщенном растворе. В насыщеном растворе достигается равновесие между избытком растворяемого вещества (осадком) и раствором. Ненасыщеный характеризуется отсутствием равновесия , если концентрация растворённого вещества меньше его растворимости. Перенасыщеным считается раствор, если в нем содержится вещества больше его растворимости.

Растворимость для различных веществ колеблется в значительных пределах и зависит от их природы, взаимодействия частиц растворенного вещества между собой и с молекулами растворителя, а также от внешних условий.

При повышении температуры взаимная растворимость жидкостей увеличивается. Для некоторых комбинаций жидкостей можно достигнуть такой температуры, при которой они растворяются друг в друге в любой пропорции, так что граница между слоями исчезает и вся жидкость становится однородной.

Билет 22. Способы выражентя растворенного вещества (массовая и мольная доли, молярная и нормальная концентрации, моляльность и титр). Дайте определения. Приведите формулы и размерность величи.

Массовой долей химического элемента ввеществе называется число, показывающее какую часть составляет масса всех атомов данного элемента, содержащихся в одной молекуле вещества, от общей массы молекулы. Массовая доля растворенного вещества равна отношению массы растворенного вещества к массе раствора.

Мольной долей называется число, показывающее, какую часть составляет масса компонента от общей массы смеси, принятой за еденицу. Мольная доля растворенного вещества это отношение колическтва этого вещества к суммарному количеству всех веществ, входящих в состав раствора, включая растворитель.

Молярная концентрация - отношение количества растворённого вещества к общему объёму раствора.

Нормальная концентрация - отношению эквивалентного количества вещества к объёму раствора .

Моляльность - отношение количества растворённого вещества к массе растворителя.

Титр - концентрация стандартного раствора, равная массе вещества содержащегося в 1 мл раствора

Билет 23. Общие свойства растворов неэлектролитов: законы Генри, Рауля и Вант-Гоффа.

Растворение различных веществ в неводных растворителях, при котором не происходит их диссоциации на ионы, приводит к образованию обширного класса растворов называемых неэлектролитами. Для идеальных растворов, где отсутствуют силы заимодействия между компонентами, любое их свойство при смешении не должно меняться.

Если растворенное вещество характеризуется большой упругостью пара по сравнению с упругостью пара растворителя и при этом оба компонента раствора химически инертны, то растворение такого казообразного веществаа в жидкости подчиняется законц Гени: при постоянной температуте давление летучего компонента прямо пропорционально его мольной доле.

Если упругость пара растворённого вещества очень мала , то его парциальным давлением можно пренебречь, и тогда упругость пара над раствором будет зависеть только от парциального давление растворителя. Первый закон Рауля: парциальное давление над раствором прямо пропорционально мольной доле растворённого вещества. Закон Рауля для нелетучего растворённого компонента: относительное понижение упругости пара над раствором равно мольной доле растворённого вещества. Второй закон Рауля : понижение температуры кипения и повышение температуры замерзания раствора прямо пропорционально моляльной концентрации раствора.

Закон Внт-Гоффа: осмотическое давление раствора численно равно тому газовому давлению, которое имело бы растворённое вещество, будучи переведённым в газообразное состояние в том же объёме и при той же температуре. Осмотическое - внутренне давление растворённого вещества, численно равное тому внешнему давлению, которое нужно приложить, чтобы прекратить осмос; оно зависит от температуры и концентрации. Явление, связанное со способностью проходить через мембрану, в частности, только молекул растворителя, называется осмосом, а вызываемое им изменение давления по обе стороны мембраны – осмотическим давлением.

Билет 24. Степень электролитической диссоциации и её зависимость от различных факторов. Деление электролитов на сильные, средние и слабые.

Растворение некоторых веществ сопровождается высвобождением или образованием ионов. При этом возможны диссоциативный и ионизационный механизмы. Диссоциативный механизм превалирует при разрушении ионной кристаллической решетки под воздействием сольватирующего растворителя. Для количественной оценки процесса диссоциации введено понятие степени электролитической диссоциации (α)– это число, показывающее, какая часть молекул электролита находится в растворе в виде ионов:

Степень электролитической диссоциации изменяется от до 1, и может быть выражена в долях единицы или процентах. По величине степени диссоциации электролиты можно разделить на сильные, средние и слабые. Для сильных электролитов α≥30%. К ним относят все растворимые соли, некоторые минеральные кислоты HCl,HNO3, H2SO4, HClO4 и др., а также гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. Средние электролиты имеют α в пределах от 3 до 30%. Это такие соединения, как H2SO4, H3PO4 , и т. д. Слабые электролиты (α<3%): H2S,HNO3,H2CO3,CH3COOH,H2SiO3 и др., большинство оснований, практически все органические кислоты и вода. Билет 25. Константа диссоциацииэлектролитов. Закон разбавления Оствальда. Особенность диссоциации слабых многоосновных кислот.

Константа диссоциации показывает отношение произведения концентраций ионов в растворе слабого электролита к концентрации недиссоциированных молекул. Следует одчеркнуть, что для сильных электролитов в разбавленных растворах не существует недиссоциированных молекул. Следовательно, для них понятие константы диссоциации не имеет смысла. Таким образом, константа диссоциации может служить критерием деления электролитов на сильные и слабые. Слабые электролиты характеризуются константой диссоциации, а у сильных электролитов она отсутствует. Константа диссоциации слабых электролитов является мерой их относительной силы: чем она больше, тем значительнее при прочих равных условиях электролит диссоциирует на ионы, т.е. тем он сильнее. Степень диссоциации, константа диссоциации и концентрация раствора связаны между собой.

Это уравнение является математическим выражением закона

разбавления Оствальда. Для очень слабых электролитов при α<<1 уравнение прощается, так как величиной α можно пренебречь, т.е. 1-α->1: .Можно сделать вывод: с уменьшением концентрации электролита в растворе степень его электролитической диссоциации возрастает. Слабые многоосновные кислоты и основания при растворении в воде диссоциируют на ионы ступенчато, последовательно отдавая в раствор один, два и более ионов водорода или гидроксильных групп. Естественно, что для каждой ступени равновесного состояния существует своя константа диссоциации. Билет 26. Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН) среды. Определение рН с помощью индикаторов.

Так как вода является очень слабым электролитом, то это означает, что

только весьма малая часть ее молекул диссоциирует. Концентрация молекул воды равна: . Эту величину считают постоянной, поэтому: . называют ионным произведением воды. Ионное произведение воды сильно зависит от температуры, также не зависит от концентрации ионов.

Для количественной характеристики среды используют специальную величину – водородный показатель или рН среды. Это есть взятый с обратным знаком десятичный логарифм концентрации ионов водорода в растворе.Если pH = 7 – среда нейтральная, pH< 7 – среда кислая, Hp >7 – cреда щелочная. Для качественной характеристики среды служат вещества – индикаторы, которые меняют свою окраску в определенной области значений pH раствора. В качестве индикаторов используют слабые органические кислоты и основания, молекулы и ионы которых имеют разную окраску. При введении в раствор они диссоциируют. Выбор того или иного индикатора определяется интервалом pH , в котором необходимо поддерживать кислотность исследуемого раствора – это область перехода индикатора.

Билет 27. Дайте определение гидролиза соли. Типы гидролиза.

Гидроиз солей – процесс взаимодействия ионов соли с ионами воды, в результате чего образуется слабо диссоциирующий электролит и смещается кислотность среды. Механизм реакций гидролиза различных солей отличается большим разнообразием и сложностью.

Если соль образована слабым основанием и сильной кислотой (CuCl2, FeSO4, Mn(NO3)), то в этом случае гидролиз идет по катиону соли.

Если соль образована слабой кислотой и сильным основанием ( Na2S, K2CO3, Bi(NO3)3 ) то в этом случае гидролиз идет по аниону.

Если соль образована слабой кислотой и слабым основанием ((NH4)2 S, Cu2S, Pb(NO2)2), то гидролиз идет по катиону, и по аниону.

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются, т.к. ионы этих солей не могут образовывать с ионами воды слабых или труднорастворимых электролитов. Это такие соли, как: NaCl, KBr, KNO3, Na2SO4, BaCl2.

Ступенчатый гидролиз. Многоосновные кислоты диссоциируют поступеням, поэтому и их соли также гидролизуются ступенчато. Причем число ступеней гидролиза зависит от основности кислоты, т.е. числа атомов водорода в её молекуле (Na2SiO3, K2S, Ca3(PO4)2 ). Если соли образованы слабыми основаниями многовалентных металлов и сильными кислотами, то число ступеней зависит от кислотности слабого основания, т.е. от числа OН^- – групп в его молекуле. В результате гидролиза на первых ступенях образуются основные соли вместо оснований и сильные кислоты. Примеры таких солей: Al2(SO4)3 , ZnBr2 , Fe(NO3)3, SbCl.

Полный (или необратимый) гидролиз. Если кислота и основание, образующие соль, не только слабые электролиты, но малорастворимы или неустойчивы и разлагаются с бразованием летучих продуктов, т. е. хотя бы один из продуктов уходит из сферы реакции, то гидролиз соли часто протекает необратимо.

Билет 28. Дайте определение ОВР. Основные понятия: степень окисления, процессы окисления, восстановления. Классификация ОВР. Привести примеры реакций каждого типа.Каковы группы веществ – типичных окислитеей и восстановиелей? Приведите примеры.

Все химические реакции можно разделить на два типа. К первым из них относятся реакции, протекающие без изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными. Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, исходя из предположения о том, что молекула состоит только из ионов. Вещества, которые присоединяют электроны называются окислителями, а вещества, которые отдают их - восстановителями. В процессе реакции окислитель восстанавливается, а восстановитель окисляется.

Различают три типа ОВР:

Межмолекулярного окисления-восстановления, у которых окислитель и восстановитель находятся в молекулах разных веществ. Этот тип реакций наиболее распространённый и оставляет самую обширную группу:

Внутримолекулярного окисления – восстановления, в которых и окислитель, и восстановитель находятся в одной и той же молекуле. В этом случае атом с большим значением степени окисления будет окислять другой атом с меньшим значением степени окисления. К ним относятся реакции термического разложения веществ, например:

Реакции диспропорционирования (или самоокисления -самовосстановления), в которых один и тот же элемент является и окислителем, и восстановителем:

Типичными окислителями являются: галогены, ионы благородных металлов, сипохлориты, хлораты, прехлораты, анод при электролизе.

Типичными восстаносителями являются: металлы, водород, уголь, альдегиды, спирты, муравьиная и щавелевая кислоты, глюкоза, катод при электролизе.

Билет 29. Механизм возникновения электродного потенциала на границе раздела фаз. Стандартный электродный потенциал и его определение при помощи водородного электрода. Реальный электродный потенциал. Уравнение Нернста.

Металл можно представить как равновесную систему, состоящую из атомов металла ,его ионов и свободных валентных электронов. Поэтому в зависимости от химической природы металлов при погружении их в воду или раствор электролита одни из них заряжаются отрицательно – это активные металлы, а другие - положительно, это неактивные металлы. При погружении активного металла в воду или какой – либо электролит под действием полярных молекул воды с поверхности такого металла отрываются ионы, которые переходят в раствор и гидратируются. В результате этого на поверхности металла оказывается избыток электронов и, следовательно, поверхность его заряжается отрицательно. Гидратированные катионы вследствии притяжения размещаются вблизи отрицательно заряженной поверхности металла, образуя двойной электрический слой. Устанавливается подвижное равновесие: какие – то ионы металла переходят в раствор и в то же время такое же количество ионов из раствора оседает на металле, т.е. этот процесс является обратимым. Когда установится равновесие на границе контакта металл – раствор возникает определенная разность потенциалов, которую называют равновесным электродным потенциалом металла в растворе и обозначают буквой φ.

Если пластинку любого металла погрузить в раствор его соли, содержащей 1 моль ионов металла в 1 л раствора, и соединить с водородным электродом, то такая система будет представлять собой гальванический элемент, электродвижущую силу (ЭДС) которого легко измерить. Эта ЭДС и называется стандартным электродным потенциалом данного металла в растворе и обозначается φ⁰. Поскольку потенциал стандартного водородного электрода условно принят равным нулю, то стандартные потенциалы тех металлов, которые отдают электроны водородному электроду имеют знак «минус», а те металлы, которые принимают электроны от водородного электрода – знак «плюс».Зависимость электродных потенциалов φ от концентрации веществ, участвующих в электродных процессах, и от температуры выражается уравнением Нернста: . Где φ⁰ - стандартный электродный потенциал (В), R – универсальная газовая постоянная, T – температура (К), F =96500 Кл – число Фарадея, n – число электронов, участвующих в электродном процессе, СMе⁺ⁿ - концентрация ионов данного металла в растворе.

Билет 30. Простейший гальванический элемент: его строение и функционированее, схематическое обозначенеи, расчет ЭДС. Дайте определение Катода и анода в электрической системе.

Простой гальванический элемнет, который называется элемент Даниэля-Яуоби состоит из двух электродов (цинк и купрум) погруженные в соответствующие растворы сульфатов цинка и купрума, которые соеденины электрическим мостиком или полупроницаемой мембраной. Элементы соеденнеы между собой металическими проводникам и через гальванометр. Их полярность в первом приближении определяется по значениям стандартных потенциалов, следовательно, цинковый электрод заряжен отрицательно и является анодом, а медный – положительно – катодом. На аноде протекает процесс окисления, в результате которого цинк переходит в раствор в виде катионов. При этом происходит растворение цинкового электрода, а остающиеся на нем электроны сообщают ему отрицательный заряд. На катоде совершается процесс восстановления ионов меди, подходящих к медной пластинке и осаждающихся на ней. В результате этого процесса расходуется некоторое количество свободных электронов медной пластинки и она приобретает положительный заряд. Суммарный электрохимический окислительно-восстановительный процесс в гальваническом элементе представляет собой совокупность анодного и катодного процессов. Благодаря ему в гальваническом элементе возникает движение ионов во внутренней цепи и электронов во внешней цепи т.е. электрический ток.

При схематическом изображении гальванического элемента граница раздела между металлом и раствором его соли обозначается одной вертикальной чертой, а граница между растворами электролитов обозначается двумя вертикальными чертами. Например, гальванический элемент Даниэля-Якоби схематически можно изобразить в виде:

Разность двух электродных потенциалов, отвечающих данной электрохимической реакции, называется ЭДС гальванического элемента. При этом следует иметь в виду, что ЭДС всегда положительная величина, поэтому при вычислении ЭДС из более положительного электродного потенциала вычитают менее положительный. Таким образом, ЭДС гальванического элемента является его основной электрической характеристикой в том случае, когда элемент находится в равновесном состоянии. Чем больше разница в значениях стандартных электродных потенциалов двух металлов, тем больше ЭДС построенного из них гальванического элемента.

Билет 31. Электролиз водных растворов. Какие процессы возможны на катоде и аноде? Какова последовательность разряда ионов на электродах при электролизе раствора из смеси электролитов? Закон Фарадея.

Электролизом называется окислительно-восстановительный процесс, протекающий при прохождении постоянного электрического тока, подаваемого от внешнего источника, через раствор или расплав электролита. При этом энергия постоянного электрического тока превращается в химическую, осуществляется процесс, обратный по характеру процессу, происходящему в гальваническом элементе. Таким образом, сущность электролиза, состоит в том, что за счет электрической энергии осуществляются химические реакции восстановления на катоде и окисления на аноде; при этом катод отдает электроны, а анод принимает.Ячейка, состоящая из двух соединенных с внешнем источником постоянного тока электродов, помещенных в электролит, в котором осуществляется процесс электролиза, называется электролизером. Для исключения взаимодействия продуктов электролиза, образующихся на катоде и аноде, применяют электролизеры с диафрагмами или мембранами. Наиболее эффективны ионообменные мембраны, проницаемые только для ионов одного знака, что обеспечивает высокую чистоту продуктов электролиза. При этом конструкция электролизера олжна иметь равномерное распределение тока по поверхности электродов и малые омические (закон Ома) потери на всех участках электрической цепи. Обычно катоды изготавливают из графита, стали, Hg, Pt, Ni, аноды – из Pt, Ni, нержавеющей стали, а также графита. Законы Фарадея.Взаимосвязь между количеством прошедшего через электроды электричества и массой веществ, подвергшихся превращению на каждом из электродов, устанавливается законами Фарадея. Первый закон: масса веществ, образующихся в результате катодной или анодной реакции, прямо пропорциональна количеству электричества, прошедшего через электролизер , где m – масса выделившегося вещества (г); q – количество электричества, прошедшее через электрохимическую систему; K – коэффициент пропорциональности. Второй закон: При прохождении одного и того же количества электричества через растворы или расплавы разных электролитов масса веществ, выделяющихся на электродах, пропорциональны их молярным массам химических эквивалентов. Третий закон: Для выделения 1 моль – эквивалента любого вещества необходимо пропустить через электролизер 96500 Кл электричества. Это количество электричества называется числом Фарадея и обозначается буквой F. Для расчетов принимают F=96500 Kл/моль-экв. Все эти законы можно выразить обобщенной формулой: .

Билет 32. Коррозия металлов: её разновидности и причины возникновения. Общие подходы к устранению коррощии.

Коррозией называют самопроизвольный необратимый процесс разрушения материалов вследствие их физико-химического взаимодействия с окружающей средой, которая получила название коррозионной или агрессивной среды. В результате взаимодействия металлов с коррозионной средой образуются химические соединения, называемые продуктами коррозии. Коррозия сопровождается выделением энергии и рассеиванием продуктов коррозии в окружающую среду. По некоторым данным коррозия ежегодно «съедает» до 20% выплавляемого в мире металла.

Характер разрушения поверхности металла или изменения его физико-химических свойств определяется в первую очередь свойствами самого металла и свойствами коррозионной среды. Если разрушению подвергается вся поверхность изделия, то такой вид называется сплошной коррозией, если разрушаются отдельные участки поверхности, то – локальной коррозией. Последняя более опасна, так как процесс может проникать на большую глубину, снижая прочностные свойства материала. Сплошная коррозия бывает равномерной и неравномерной. Разрушения, происходящие при селективной , межкристаллитной и внутрикристаллитной коррозии принадлежат к микроскопическим дефектам. Селективная коррозия – разрушения, которые начинаются на поверхности металла и сплава, затем переходят под поверхность металла, где и сосредотачиваются продукты коррозии, вызывая вспучивание и расслоение металла. При этом происходит преимущественное разрушение одного или нескольких компонентов сплава. Межкристаллитная коррозия осуществляется по границам зерен металла. Этот тип коррозии опасен тем, что вследствие разрушения металла по границам кристаллов связь между ними нарушается, что приводит к резкому снижению механических свойств – его прочности и пластичности. Внутрикристаллитная коррозия осуществляется непосредственно по зернам кристаллитов под действием механических напряжений и приводит к развитию трещин. Последние два вида коррозионных разрушений особенно опасны из-за невозможности их визуального обнаружения и своевременного принятия необходимых мер по их предотвращению.

Это комплекс мер, закладывающихся на стадии конструирования, осуществляемых в процессе изготовления и эксплуатации различных машин и установок. Выбор того или иного способа защиты определяется его эффективностью и экономической целесообразностью. Все способы защиты как от газовой, так и электрохимической коррозии можно подразделить на следующие направления: а) рациональное конструирование изделий; б) легирование металлических материалов; в) изменение свойств коррозионной среды; г) электрохимическая защита; д) защитные покрытия.