Шпаргалка по "Химии"

Это первая полуреакция  — процесс окисления восстановителя H2S.

 

29) Электро́дный потенциа́л — разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электролита).

Возникновение электродного потенциала обусловлено переносом заряженных частиц через границу раздела фаз, специфической адсорбцией ионов, а при наличии полярных молекул (в том числе молекул растворителя) — ориентационной адсорбцией их. Величина электродного потенциала в неравновесном состоянии зависит как от природы и состава контактирующих фаз, так и от кинетических закономерностей электродных реакций на границе раздела фаз.

Равновесное значение скачка потенциалов на границе раздела  электрод/раствор определяется исключительно  особенностями электродной реакции  и не зависит от природы электрода и адсорбции на нём поверхностно-активных веществ. Эту абсолютную разность потенциалов между точками, находящимися в двух разных фазах, нельзя измерить экспериментально или рассчитать теоретически.

В электрохимии стандартный  электродный потенциал, обозначаемый Eo, E0, или EO, является мерой индивидуального потенциала обратимого электрода (в равновесии) в стандартном состоянии, которое осуществляется в растворах при эффективной концентрации в 1 моль/кг и в газах при давлении в 1 атмосферу или 100 кПа.

В нестандартных условиях электродный потенциал можно  определить с помощью уравнения Hepста: Е=Е0+(RT/nF)Ln(Покисл./Пвосст.)

 

30) Водородный электрод, платиновая пластинка, электролитически покрытая платиновой чернью, погружённая в раствор кислоты с определённой концентрацией ионов водорода Н+ и омываемая током газообразного водорода. Потенциал В. э. возникает за счёт обратимо протекающей реакции.

Окислительно-восстановительный  электрод - в электрохимии - система  из инертного электронного проводника (металла), находящегося в контакте с раствором электролита, содержащим окисленную и восстановленную форму одного и того же химического элемента или соединения.

Окислительно-восстановительный потенциал — мера способности химического вещества присоединять электроны.

Окислительно-восстановительный  потенциал определяют как электрический  потенциал, устанавливающийся при  погружении платины или золота (инертный электрод) в окислительно-восстановительную  среду, то есть в раствор, содержащий как восстановленное соединение (Ared), так и окисленное соединение (Aox). Если реакцию окисления-восстановления представить уравнением: Aox + n·e- → Ared

то количественная зависимость  окислительно-восстановительного потенциала от концентрации (точнее активностей) реагирующих веществ выражается уравнением Нернста.

 

31) Гальвани́ческий элеме́нт — химический источник электрического тока, названный в честь Луиджи Гальвани. Принцип действия гальванического элемента основан на взаимодействии двух металлов через электролит, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока. ЭДС гальванического элемента зависит от материала электродов и состава электролита.

 

33)ОВР всегда протекают  в направлении, для которого  ε>0, т.е. в системе с большим потенциалом протекает процесс восстановления. Если по патенциалу совпадает с процессом по реакции, то реакция протекает в прямом направлении, если нет, то в обратном.

 

34) Электро́лиз — физико-химическое явление, состоящее в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных реакций на электродах, которое возникает при прохождении электрического тока через раствор либо расплав электролита.

Упорядоченное движение ионов в проводящих жидкостях  происходит в электрическом поле, которое создается электродами — проводниками, соединёнными с полюсами источника электрической энергии. Анодом называется положительный электрод, катодом — отрицательный. Положительные ионы — катионы — (ионы металлов, водородные ионы, ионы аммония и др.) — движутся к катоду, отрицательные ионы — анионы — ионы кислотных остатков и гидроксильной группы — движутся к аноду.

Явление электролиза  широко применяется в современной  промышленности. В частности, электролиз является одним из способов промышленного получения алюминия, водорода, а также гидроксида натрия , хлора, хлорорганических соединений, диоксида марганца, пероксида водорода. Большое количество металлов извлекаются из руд и подвергаются переработке с помощью электролиза (электроэкстракция, электрорафинирование).

Электролиз находит  применение в очистке сточных  вод (процессы электрокоагуляции, электроэкстракции, электрофлотации).

 

36)Первый закон Фарадея: масса M вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна электрическому заряду Q, прошедшему через электролит: M=k*Q=kIt.

M=MI∆t/nF.

Второй закон Фарадея:

Электрохимические эквиваленты  различных веществ относятся, как  их химические эквиваленты.

Химическим эквивалентом иона называется отношение молярной массы A иона к его валентности z.

 

37)Хими́ческие исто́чники то́ка (аббр. ХИТ) — устройства, в которых энергия протекающих в них химических реакций непосредственно превращается в электрическую энергию.

По возможности или  невозможности повторного использования  химические источники тока делятся на:

гальванические элементы (первичные ХИТ), которые из-за необратимости  протекающих в них реакций, невозможно перезарядить;

электрические аккумуляторы (вторичные ХИТ) — перезаряжаемые гальванические элементы, которые с  помощью внешнего источника тока (зарядного устройства) можно перезарядить;

топливные элементы (электрохимические  генераторы) — устройства, подобные гальваническому элементу, но отличающееся от него тем, что вещества для электрохимической  реакции подаются в него извне, а  продукты реакций удаляются из него, что позволяет ему функционировать непрерывно.

Следует заметить, что  деление элементов на гальванические и аккумуляторы до некоторой степени  условное, так как некоторые гальванические элементы, например щелочные батарейки, поддаются подзарядке, но эффективность этого процесса крайне низка.

По типу используемого  электролита химические источники  тока делятся на кислотные (например свинцово-кислотный аккумулятор, свинцово-плавиковый элемент), щелочные (например ртутно-цинковый элемент, ртутно-кадмиевый элемент, никель-цинковый аккумулятор, никель-кадмиевый аккумулятор) и солевые (например, марганцево-магниевый элемент, цинк-хлорный аккумулятор).

 

38) Корро́зия— это самопроизвольное разрушение металлов в результате химического или физико-химического взаимодействия с окружающей средой.

Коррозия металлов

 Ржавчина, самый распространенный вид коррозии.

 Коррозия металла.

Образование гальванических пар с пользой применяют для  создания батарей и аккумуляторов. С другой стороны, образование такой  пары приводит к неблагоприятному процессу, жертвой которого становится целый ряд металлов, — коррозии. Под коррозией понимают происходящее на поверхности электрохимическое или химическое разрушение металлического материала. Наиболее часто при коррозии металл окисляется с образованием ионов металла, которые при дальнейших превращениях дают различные продукты коррозии. Коррозия может быть вызвана как химическим, так и электрохимическим процессом. Соответственно, различают химическую и электрохимическую коррозию металлов.

 

Химическая коррозия — это процесс взаимодействия металла с коррозионной средой, при  котором окисление металла и  восстановление окислительного компонента среды протекают единовременно  в одном акте. Продукты взаимодействия пространственно не разделены.

Электрохимическая коррозия — это процесс взаимодействия металла с коррозионной средой (раствором  электролита), при котором ионизация  атомов металла и восстановление окислительного компонента коррозионной среды протекают не в одном  акте и их скорости зависят от электродного потенциала.

 

39) Защита от коррозии — одна из главных проблем в решении этого вопроса. Под влиянием разрушительных атмосферных воздействий и агрессивных сред металлические конструкции постепенно утрачивают первоначальный внешний вид и теряют свои качества. В таких случаях очень остро встает вопрос о защите металла от коррозии.

 

40) Мета́лл (название происходит от лат. metallum — шахта) — группа элементов, обладающая характерными металлическими свойствами, такими как высокая тепло- и электропроводность, положительный температурный коэффициент сопротивления, высокая пластичность и др.

Характерные свойства металлов:

Металлический блеск, Хорошая электропроводность, Возможность лёгкой механической обработки, Высокая плотность (обычно металлы тяжелее неметаллов), Высокая температура плавления (исключения: ртуть, галлий и щелочные металлы), Большая теплопроводность, В реакциях всегда являются восстановителями.

Физические свойства металлов:

Все металлы (кроме ртути и, условно, франция) при нормальных условиях находятся в твёрдом состоянии, однако они обладают различной твёрдостью. Так, щелочные металлы легко режутся кухонным ножом, а такие металлы, как ванадий, вольфрам и хром легко царапают самую твёрдую сталь и стекло.

Легирование — это введение в расплав дополнительных элементов, модифицирующих механические, физические и химические свойства основного материала.

Химические свойства металлов:

Реакции с простыми веществами

С кислородом реагируют все металлы, кроме золота, платины. Реакция с  серебром происходит при высоких температурах, но оксид серебра(II) практически не образуется, так как он термически неустойчив. В зависимости от металла на выходе могут оказаться оксиды, пероксиды, надпероксиды.

С азотом реагируют только самые  активные металлы, при комнатной температуре взаимодействует только литий, образуя нитриды.

С серой реагируют все металлы, кроме золота и платины.

С водородом реагируют только самые  активные металлы, то есть металлы IA и IIA групп кроме Be. Реакции осуществляются при нагревании, при этом образуются гидриды. В реакциях металл выступает как восстановитель, степень окисления водорода −1.

С углеродом реагируют только наиболее активные металлы.