Билет 5

1.Электролиз . Перенапряжение. Конкурирующие процессы при электролизе растворов солей на примере NaNO3(ȠO2/C=1,1 B,ȠH2/C=0,6 B) .

Электролиз.Этот окислительно-восстановительный процесс протекает на электродах при прохождении постоянного электрического тока через растворы или расплавы электролитов. Накатоде происходит электрохим в-ие частиц (атомов, молекул, катионов), а на аноде  идет  электрохим ок-ие частиц (атомов, молекул, анионов). Примеры электролиза расплавов: 2KCl(расплав)→2K(+)+2Cl(-)→2K+Cl2↑ (катод)K(+)+1e=K(0) 2 (анод)2Cl(-)-2e=Cl2(0) 1

Электролиз воды проводится всегда в присутствии инертного электролита (для увеличения электропроводности очень слабого электролита - воды):

2H2O→2H2↑+O2↑ 2H(+)+2e→H2(0) 2 2O(-2)-4e→O2(0) 1

В зависимости от инертного электролита электролиз проводится в нейтральной, кислотной или щелочной среде. При выборе инертного электролита необходимо учесть, что никогда не восстанавливаются на катоде в водном растворе катионы металлов, являющихся типичными восстановителями (например Li⁺, Cs⁺, K⁺, Ca²⁺, Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺) и никогда не окисляется на аноде кислород O^−II анионов оксокислот с элементом в высшей степени окисления (например ClO₄⁻, SO₄²⁻, NO₃⁻, PO₄³⁻, CO₃²⁻, SiO₄⁴⁻, MnO₄⁻), вместо них окисляется вода. Примеры электролиза растворов солей: 2KCl+2H2O→H2↑+Cl2↑+2KOH 2H(+)+2e=H2(0) 1 2Cl(-)-2e=Cl2(0) 1

(на аноде окисляются анионы Сl⁻, а не кислород O^−II молекул воды, так как электроотрицательность хлора меньше, чем кислорода, и следовательно, хлор отдает электроны легче, чем кислород)

Перенапряжение электрохимическое, отклонение электродного потенциала от его равновесного (по отношению к приэлектродному составу раствора) термодинамического значения при поляризации электрода внешним током . При заметном удалении от равновесия перенапряжение (h) и плотность поляризующего тока (i) обычно связаны соотношением h = а + b lg i (уравнение Тафеля), где а и b — эмпирические постоянные. Перенапряжение зависит от температуры, природы электродного материала и состава раствора. Перенапряжение необходимо для ускорения нужной электродной реакции.

2. 2 Au+3O2→2Au2O3 2Cu+O2→2CUO 4Li+O2→2Li2O 4K+O2→2K2O 2 Rb+2H2O→ 2Rb(OH)+H2 2Au+6H2O→2Au(OH)3+3H2

3. 1=C6H12O6(M1=180) 2=NaCl(M2=58,5)

P=i1*C1*R*T p=i2*C2*R*T i1*C1=i2*C2

C1/C2=i2/i1=deltaT*M2*10*K*C/10K*C*M1*deltaT= M2/M1=0,325

Билет 6

Сольватация называется процесс взаимодействия между частицами растворенного вещества и вещества. Сольватация может состоять из нескольких стадий протекающий последовательно или одновременно: молекулярная диссоциация, образование сольватов, ионизация и электролитическая диссоциация. в зависимости от типа растворяющихся веществ число стадий может изменяться. Частным случаем является гидратация- взаимодействие растворенного вещества с водой. Молекулы растворителя при сольватации не разрушаются. Однако некоторые вещества в твердо состоянии могут удерживать воду , будучи в твердом состоянии (кристаллогидраты) CuSO4*5H20 медный купорос.

Ассоциация – взаимодействие молекул/ионов растворенного вещества друг с другом( в чистых жидкостях и концентрированных растворах). Возможен, если ∆H(ax-s)<∆H(AX-AX) или ∆H(ax-s)<∆H(s-s)

Диссоциация- обратимый процесс. Как правило он не протекает до конца и в системе устанавливается динамическое равновесие. Диссоциацию слабо электролита можно характеризовать константой равновесия, называемой константой диссоциации Кд.

Процесс распада электролитов на ионы в водных растворах и расплавах называется электролитической диссоциацией.

Активность неэлектролита

ai=ci*yi где ci,cm,cx - концентрации

ami=cmi* γi ci= 1мольАх/1л р-р молярная cm=моль Ах/1 кг S –моляльная

axi=xifi cx=Ʋ(Ах)/Ʋ(Ах)+Ʋ(S)- молярная доля

Активность для электролита.

Средний коэффициент активности.

Коэффициент активности – коэффициент, связывающий реальную концертрацию электролита с его термодинамической активностью в уравнении a = γc (a – активность; с – концентрация; γ – коэффициент активности). Ионная сила раствора называется полусумма произведений концентраций всех ионов, присутствующих в растворе, на квадрат их заряда: I=0.5∑ci(zi)^2 . правило ионной силы позволяет рассчитать коэффициенты активности отдельных ионов в разбавленных растворах. Коэффициенты активности ионов уменьшаются с увеличением ионной силы растворов и заряда ионов. Уравнение Дебая-Хюккеля. Ионная сила раствора имеет большое значение в теории сильных электролитов Дебая — Хюккеля. Основное уравнение этой теории (предельный закон Дебая — Хюккеля) показывает связь между коэффициентом активности иона ze и ионной силы раствора I в виде: , где γ — коэффициент активности, А — постоянная, не зависящая от заряда иона и ионной силы раствора, но зависящая от диэлектрической постоянной растворителя и температуры. Рассчитайте активность Na2so4 в 0.01 М растворе. Na2SO↔2Na+SO4 I=1/2∑(2c(1)^2+C(2)^2)=0.03 a= 0,81*0,01=

2)a) (226) Ra (88 )→(222)Rn(86) +(4) He (2) – α распад б)(27)Al(13)+(4)He(2)→(30) P(15)+ (1)n(0) в)(234)Th(90)→ (234)Pa(91)+(0)β(-) βраспад г)(10) B(5)+ (1)n(0) → (7) Li(3)+ (4)He(2) д)(38)K(19)→ (38) Ar()18+(0)β(+) βраспад е)(1)4 H(1)→ +2β(+)+26.7МэВ

(3) Рассчитайте молярную концентрацию раствора KOH, с массовой долей растворенного вещества 19,35 %, плотность раствора 1,18г/см^3

W=mр/m=mр/pv mp=wpv Cm=Ʋ/V=mp/MV=wp/M