Контрольная работа по "Химии"

Устройства, в которых  энергия химической окислительно-восстановительной реакции превращается в электрическую энергию, называются источниками электрической энергии, или гальваническими элементами. Всякий гальван. элемент сост. из двух электродов – металлов, погруженных в растворы электролитов; последние сообщаются друг с другом – обычно через пористую перегородку. Переход Ме из кристалла в раствор электролита в виде гидротированных ионов с оставлением эквивалентного количества е в кристалле, называется  анодным процессом - процесс окисления. Обратным анодному является катодный процесс – объединение каких-либо частиц среды с электронами металла, с восстановлением частиц на поверхности металла.

Типы гальванических элементов

Концентрационные  элементы состоят из одинаковых электродов, отличающихся активностями потенциалопределяющего иона  Действительно, из уравнения Нернста следует, что при   ЭДС концентрационного элемента

Равна

ЭДС этих элементов обычно очень мала. Концентрационные элементы используются при определении pH и концентраций труднорастворимых солей.

 

Электроды сравнения, электрохимические системы, предназначенные для измерения электродных потенциалов. Необходимость их использования обусловлена невозможностью измерения абсолютного величины потенциала отдельного электрода. В принципе в качестве электрода сравнения может служить любой электрод в термодинамически равновесном состоянии, удовлетворяющий требованиям воспроизводимости, постоянства во времени всех характеристик и относит, простоты изготовления.Для водных электролитов наиболее часто применяют в качестве электроды сравнения водородный, каломельный, галогеносеребряные, оксидно-ртутный и хингидронный электроды. 
Водородный электроды сравнения представляет собой кусочек платиновой фольги или сетки, покрытый слоем электролитической Pt и погруженный частично в раствор, через который пропускают Н₂. При адсорбции на электроде образуются адсорбированные атомы Н_адс. Дня водородного электроды сравнения уравнение Нернста записывается в виде:

где Т - абс. температура; F - постоянная Фарадея. R - газовая постоянная. При р_Н2 = 1 атм электродный потенциал

Каломельный электрод сравнения  изготавливают, используя ртуть  и растворы каломели в хлориде  калия. Электродная реакция на этом электроде отвечает уравнению: 2Hg + 2Сl^-   Hg₂Cl₂, а соответствующее ур-ние Нернста имеет вид:

где E⁰ - стандартный потенциал.

Галогеносеребряные электроды сравнения представляют собой серебряную проволоку, покрытую галогенидом серебра, который наносится путем термического или электрохимического разложения соли серебра. Электродная реакция отвечает уравнению: Ag + Hal^-  AgHal + е (Hal - галоген), а уравнение Нернста имеет вид: .

Оксидно-ртутный электрод сравнения приготавливают из ртути  и насыщенных растворов оксида ртути  в водном растворе щелочи. Электродная  реакция: Hg₂O + 2e + H₂O   2Hg + 2OH ;

уравнение Нернста:

Удобен при работе в щелочных растворах, так как при этом легко реализовать цепи без жидкостного соединения. 

Хингидронный электрод сравнения представляет собой платиновую проволочку, опущенную в насыщенный раствор хингидрона. Электродная реакция: С₆Н₄(ОН)₂   С₆Н₄О₂ + 2Н⁺ + 2е. Стандартный потенциал E° = 0,6992 В. 

 

 

16. Гидролизом называется взаимодействие вещества с водой при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды. В водных растворах соли полностью диссоциируют на катионы и анионы. Кроме них в растворе есть ионы H⁺ и OH^–, образующиеся вследствие диссоциации молекул воды. Если эти ионы при взаимодействии с ионами соли образуют плохо диссоциирующие соединения, то идет гидролиз соли – разложение соли водой с образованием слабого электролита. Возможность и характер протекания гидролиза определяется природой соли

В одном случае гидролиз идет по катиону и pH < 7, в другом по аниону – pH > 7, а в третьем – по аниону и катиону, и величина pH в этом случае зависит от относительной силы образующихся кислоты и основания. Соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами, гидролизу не подвергаются. Гидролизу будут подвергаться соли, образованные: а)сл.основание и сильн.кислотой. б)сл.кислотой и силь.основание в)сл.кислотой и сл. основанием. Гидролиз является процессом обратимым: чем слабее электролит, образующий соль, тем глубже протекает процесс гидролиза. Гидролиз протекает тем полнее, чем слабее электролит, образовавший соль, чем выше температура и чем больше разбавление раствора.

Степень гидролиза – доля в-ва подвергшееся гидролизу. Зависит: от константы равновесия, от температуры, от концентрации соли. Константа гидролиза – это отношение произведения концентраций кислоты и основания к концентрации образовавшейся соли; показывает способность данной соли подвергаться гидролизу, чем больше конст, тем в большей степени протекает гидролиз. Чем слабее кислота, тем в большей степени подвергаются гидролизу ее соли

. 1) Al₂ (SO₄)₃+H₂O=2AlOHSO₄+H₂SO₄ (сл. + сильн.)

2) Na₂CO₃+H₂O=NaHCO₃+NaOH (сильн. + сл.)

3) Cr₂ (CO₃)₃+H₂O=Cr(OH)₃|_-+H₂CO₃(сл. +сл.)

4)KNO₃ гидролизу не подвергается (сильн. + сильн.)

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

12. Скорость и механизм химических процессов составляют основу химической кинетики. Формальная кинетика позволяет количественно описать ход химического процесса во времени при постоянной температуре в зависимости от концентрации реагирующих веществ и их фазового состава. Гомогенная система – исходные и конечные продукты не имеют границы раздела.  (газ + газ ). Гетерогенная  система –исходные и конечные продукты  имеют границу раздела.( газ + жидкость ). Скорость гомогенной химической реакции определяется по изменению концентрации любого из реагирующих веществ в единицу времени. Обычно концентрации выражают в моль/л, а время в секундах. Например, скорость реакции может быть, с одной стороны, определена по убыли веществ A или В, а с другой стороны, по приращению продуктов реакции L и Q. Поскольку все вещества этой реакции взаимодействуют в стехиометрических соотношениях, то скорость реакции может быть выражена через изменение концентрации любого реагента. Закон действующих масс –(для гомогенной системы ): при постоянной температуре скорость хим. реакции прямопропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ. Физический смысл константы скорости реакции- это скорость хим. реакции при концентрации 1 моль в 1г. К важнейшим факторам влияющим на скорость реакции относятся следующие: природа реагирующих вещ-в, их концентрации, температура (С повышением Т скорость реакции увеличивается – это следует из правила Вант Гоффа.

Правило Вант Гоффа – при увеличении Т на 10 С скорость  реакции увеличивается в 2-4 раза.   Гамма- температурный коэфф. показывающий  во сколько увеличивается скорость реакции при повышении Т), присутсвие в системе катализаторов. Скорость некоторых гетерогенных реакций зависит от интенсивности движения жидкости или газа около пов-ти, на которой происходит реакция, скорости диффузии реагентов и др. Гетерогенный процесс- это сложный процесс, который можно разделить на следующие стадии: 1) Подвод газа или жидкости к твердому телу; 2) Адсорбация (закрепление) на поверхности твердого тела; 3) Химическая реакция; 4) Десорбация с поверхности твердого тела; 5) Отвод продуктов от поверхности. Скорость гетерогенной реакции в целом определяется скоростью самой медленной стадии.

При фиксированной температуре  реакция возможна, если взаимодействующие  молекулы обладают определенным запасом  энергии. Аррениус эту избыточную энергию назвал энергией активации, а сами молекулы активированными.

По Аррениусу константа скорости k и энергия активации E_a связаны соотношением, получившим название уравнения Аррениуса: k=Ae^-Ea\RT Здесь A – предэкспоненциальный множитель, R – универсальная газовая постоянная, T – абсолютная температура. Таким образом, при постоянной температуре скорость реакции определяет E_a. Чем больше E_a, тем меньше число активных молекул и тем медленнее протекает реакция. При уменьшении E_a скорость возрастает, а при E_a = 0 реакция протекает мгновенно.

уравнение Аррениуса имеет  вид  k=ZPe^-Ea/RT

Размерность константы скорости получается из соотношения [k]=[V]\[C ⁿ] и, как видно из уравнения Аррениуса, размерность предэкспоненты та же.Изменить величину E_a можно с помощью катализаторов. Вещества, принимающие участие, но не расходующиеся в процессе реакции, назваются катализаторами. Само это явление называется катализом. В зависимости от того, находится ли катализатор в той же фазе, что и реагирующие вещества, или образует самостоятельную фазу, говорят о гомогенном или гетерогенном катализе. Механизм каталитического действия для них не одинаков, однако, и в том и в другом случае происходит ускорение реакции за счет снижения E_a, т. е. образуются частицы промежуточного соединения AK (катализатора с реагентами), затем активный комплекс AKB и конечные продукты с регенерацией катализатора. Следовательно, каталитический путь оказывается кинетически более выгодным, чем прямое взаимодействие исходных веществ. Существует ряд специфических катализаторов – ингибиторов, снижающих скорость реакции

Количественной хар-кой химического равновесия служит величина, называемая константой равновесия. Зависит только от температуры. Равновесный закон действующих масс: отношения произведения молярных концентраций продуктов к произведению молярных концентраций реагентов взятых в степенях равных стехиометрическим коэффициентам есть величина постоянная при данной температуре =Kр   [C]с[D]d/[A]a[B]b=K. Процесс изменения концентраций, вызванный нарушением равновесия, называется смещением или сдвигом равновесия. Если система находится в равновесии, то она будет пребывать в нем, пока внешние условия сохраняются постоянными.

При известных ΔH реакции или при Δn ≠ 0 на химическое равновесие можно воздействовать изменением температуры или давления. Химическое равновесие может быть смещено изменением концентраций реагентов. Другими словами, равновесие можно сместить внешним воздействием, руководствуясь принципом Ле Шателье: если на равновесную систему оказывать внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону, противодействующую этому воздействию. 1.Влияние температуры. Для реакций, идущих с уменьшением энтальпии (экзотермических), повышение температуры будет препятствовать протеканию прямого процесса, то есть смещать реакцию в сторону исходных веществ. Эндотермические реакции при этом будут смещаться в сторону конечных продуктов. Например, при обычных условиях реакция N₂ + O₂ не идет (ΔH > 0), но повышение температуры может сделать эти реакцию осуществимой. Реакция CO + 1/2O₂ = CO₂, ΔH < 0 с повышением температуры будут смещаться в сторону исходных веществ.2. Влияние давления. Если реагируют газообразные вещества, то при неизменном числе молей начальных и конечных реагентов повышение общего давления не приведет к смещению равновесия. Если число молей при реакции меняется, то изменение общего давления приведет к смещению равновесия. В частности, реакция 2CO + O₂ = 2CO₂, протекающая с уменьшением Δn, при повышении общего давления сместится в сторону образования СO₂.3.Влияние концентраций. В тех реакциях, в которых лучше оперировать концентрациями (реакции в растворах), увеличение концентраций исходных веществ приводит к смещению равновесия в сторону конечных продуктов и наоборот. Так, в реакции этерификации (образование сложного эфира) 4.увеличение концентрации уксусной кислоты или этанола увеличивает выход этилацетата, а добавление в систему воды приводит к омылению, т. е. образованию исходных продуктов.

Для слабых электролитов, к  каковым относятся некоторые  кислоты и основания, константа  равновесия реакции диссоциации  получила название константы диссоциации.

 

 

 

 

 

 

14. Диссоциация воды чистая вода очень плохо проводит электрический ток, но все же обладает измеримой электрической проводимостью, которая объясняется небольшой самодиссоциацией воды на ионы водорода и гидроксид-ионы.  Так как степень диссоциации воды крайне мала то концентрация недиссоциированных молекул H2O в воде практически равна общей концентрации воды. Для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение ионов водорода и гидроксил -ионов есть величина постоянная = ионное произведение воды.=10^-14 . Растворы в которых концентрации ионов водорода = концентрации ионов гидроксила называются нейтральными([H⁺]=10^-7). Если водорода больше([H⁺]>10^-7) то кислый, если гидроксила([H⁺]<10^-7)  то основной но произведение ВСЕГДА остаётся постоянным. Кислотность или щелочность среды выражается водородным показателем pH=-lg[H⁺] Методы измерения: колориметрический и потенциометрический. Так как диссоциация воды – эндотермический процесс, то с ростом Т она усиливается , К воды возрастает.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

13. Растворы – это гомогенные (однофазные) системы переменного состава, состоящие из двух или более веществ (компонентов). По характеру агрегатного состояния растворы могут быть газообразными, жидкими и твердыми. Обычно компонент, который в данных условиях находится в том же агрегатном состоянии, что и образующийся раствор, считают растворителем, остальные составляющие раствора – растворенными веществами. В случае одинакового агрегатного состояния компонентов растворителем считают тот компонент, который преобладает в растворе.

В зависимости от размеров частиц растворы делятся на истинные и коллоидные. В истинных растворах (часто называемых просто растворами) растворенное вещество диспергировано до атомного или молекулярного уровня, частицы растворенного вещества не видимы ни визуально, ни под микроскопом, свободно передвигаются в среде растворителя. Истинные растворы – термодинамически устойчивые системы, неограниченно стабильные во времени.

Способы выражения: 1.Коцентрированный р-р (содержащий относительно большое к-во растворенного вещ-ва); 2.Разбавленный р-р (содержание растворенного в-ва мало по сравнению с массой растворителя). Массовая доля- отношение массы данного компонента, содержащегося в системе(р-ре), к общей массе. Объемная доля- отношение объема компонента к общему объему. Мольная доля- отношение кол-ва в-ва компонента к сумме кол-в всех в-в в сис-ме. Массовая концентрация- отношение массы компонента к объему сис-мы. Молярная конц- отношение кол-ва раств.вещ-ва к объему р-ра. Нормальная конц- отношение кол-ва эквивалентов раств.вещ-ва к объему р-ра. Моляльность- кол-во раств.вещ-ва в молях, приходящееся  на 1 кг р-ля в данном р-ре.