- •Н.М. Тетерина Учебное пособие по неорганической химии
- •Введение
- •Глава 1. Классы неорганических соединений
- •Основания
- •Двойственность амфотерных гидроксидов
- •Номенклатура кислот
- •Взаимодействие кислот с металлами
- •Классификация и номенклатура солей
- •Номенклатура кислот и солей
- •Контрольные задания №1 Тема: «Классы неорганических соединений»
- •Глава 2. Строение атома. Периодическая система элементов д.И. Менделеева
- •Размещение электронов по энергетическим уровням
- •Электронная формула
- •Общая характеристика элементов по семействам
- •Характеристика элементов по классам, исходя из электронной конфигурации атома
- •Контрольное задание №2 Тема: «Строение атома. Периодическая система элементов д.И. Менделеева »
- •Глава 3. Химическая связь. Комплексные соединения.
- •Пример образования химической связи в соединении
- •Рекомендуемая литература: [1], с. 97-167; [2], с. 35-64.
- •Контрольное задание №3 Тема: «Химическая связь»
- •Тема: «Комплексные соединения»
- •Глава 4. Кинетика химических реакций. Химическое равновесие
- •Примеры кинетических расчетов
- •Химическое равновесие
- •Пример расчета
- •Рекомендуемая литература: [1], с.186-210; [2], с. 149-203. Контрольные задания № 4 Тема: «Кинетика химических реакций. Химическое равновесие»
- •Глава 5. Термодинамика химических процессов
- •Пример термодинамических расчетов
- •Рекомендуемая литература: [1], с.168-185; [2], с.116-148. Контрольные задания № 4 Тема :«Термодинамика химических процессов»
- •Глава 6. Способы выражения концентраций растворов
- •Рекомендуемая литература: [1], с.216-221 контрольные задания №6 Тема: «Способы выражения концентрации растворов»
- •Глава 7. Теория электролитической диссоциации. Ионные реакции
- •Характеристика электролитов
- •Диссоциация солей
- •Рекомендуемая литература: [1], с.231-246; [2], с.218-224. Контрольные задания №7 Тема «Теория электролитической диссоциации. Ионные реакции»
- •Глава 8. Водородный показатель. Гидролиз солей
- •Цвет универсального индикатора в зависимости от рН
- •Примеры расчетов рН и концентрации растворов веществ
- •Гидролиз солей
- •Рекомендуемая литература: [1], с.249-258;[2], с.224-242. Контрольное задание № 8 Тема : «Водородный показатель. Гидролиз солей»
- •Глава 9. Коллигативные свойства растворов
- •Рекомендуемая литература: [1], с.225-230; [2], с.205-208. Контрольное задание №9 Тема: «Коллигативные свойства растворов»
- •Глава 10. Окислительно-востановительные реакции
- •Окислительно-восстановительные свойства веществ
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса
- •Пример составления овр
- •Особенности взаимодействия металлов с кислотами и щелочами
- •Рекомендуемая литература: [1], с.259-267;[2], с.251-278. Контрольное задание № 10 Тема : «Окислительно-востановительные реакции»
- •Глава 11. Электрохимия. Гальванические элементы
- •Пример расчета эдс медно-цинкового гальванического элемента
- •Рекомендуемая литература: [1], с.273-280, с. 681-685;[2], с. 300-310. Контрольное задание №11 Тема: «Электрохимия. Гальванические элементы»
- •Глава 12. Электролиз
- •Приближенные значения перенапряжения водорода и кислорода на различных материалах.
- •Примеры электролиза водных растворов электролитов
- •Пример расчета количества выделившихся веществ при электролизе
- •Рекомендуемая литература:[1], с.281-288, с. 677-681; [2],с.279-299. Контрольное задание №12 Тема: «Электролиз»
- •Глава 13. Коррозия металлов
- •Механизм электрохимической коррозии
- •Пример расчета коррозии Ме в результате образования гальванического элемента.
- •Рекомендуемая литература: [1], с.685-693; [2], с.311-340. Контрольное задание №13 Тема: «Коррозия металлов»
- •Глава 14. Свойства металлов
- •Контрольное задание №14 Тема: «Свойства металлов»
- •Глава 15. Синтетические высокомолекулярные соединения
- •III. По химическому составу:
- •IV. По структуре макромолекулы:
- •V. По пространственному строению:
- •VI. По физическим свойствам:
- •Рекомендуемая литература: [1], с.603-616; л.2, с.450-474 контрольное задание №15 Тема: «Синтетические высокомолекулярные соединения»
- •Словарь терминов и персоналий
- •Рекомендуемая литература
- •Приложения
- •Растворимость солей, кислот и оснований в воде*
- •Термодинамические константы некоторых веществ*
- •Плотность растворов кислот, щелочей, аммиака различных концентраций при 150с
- •Константы диссоциации кислот
- •Константы нестойкости комплексных ионов
- •Степени диссоциации кислот, оснований и солей в 0,1 н водных растворах (при 180с)*
- •Криоскопические константы некоторых растворителей
- •Эбуллиоскопические константы некоторых растворителей
- •Электрохимический ряд напряжений металлов
- •Стандартные окислительно-востановительные потенциалы в водных растворах по отношению к нормальному водородному электроду
- •Содержание
Приближенные значения перенапряжения водорода и кислорода на различных материалах.
Мат-л |
Pt |
Fe |
Ni |
Cu |
Pb |
Zn |
Al |
Cd |
Hg |
Cгр |
Н2,B |
0,09 |
0,08 |
0,21 |
0,40 |
0,64 |
0,70 |
0,70 |
0,80 |
0,94 |
0,65 |
О2, B |
0,45 |
0,25 |
0,06 |
- |
0,31 |
- |
- |
- |
- |
- |
Примечание: в местах «-» научные данные отсутствуют ( в этих случаях в расчетах не учитывать).
При наличии нескольких видов ионов или недиссоциированных электрохимически активных веществ возможно протекание нескольких электродных реакций. Так на катоде идет реакция восстановления, т.е. прием электронов окислителем, то в первую очередь должны реагировать наиболее сильные окислители. Следовательно протекает реакция с более положительным потенциалом. Поэтому для катодного восстановления можно предложить следующий порядок разрядки катионов:
1. В первую очередь на катоде разряжаются катионы металлов, стоящих в ряду напряжений металлов после водорода (высокий положительный окислительный потенциал).
2. Во вторую очередь в кислой среде разряжаются катионы водорода: 2Н+ + 2е Н2,
Ен+/н2 = Е0н+/н2 + 0,059 lg CH+ или Ен+/н2 = Е0н+/н2 – 0,059рН
Например при рН = 1 Ен+/н2 = -0,059 В, а следовательно ионы металлов, имеющие более низкие потенциалы, (см. ряд напряжений) разряжаться (восстанавливаться) не будут.
3. Одновременно с водой (разряд атома водорода) могут разряжаться катионы металлов, стоящих в ряду напряжений от алюминия до водорода (1,66 В Е0 0 В).
Разряд воды на катоде: 2Н+2О +2е Н02 + 2ОН-
Потенциал данной реакции можно рассчитать по уравнению Нернста: Ен+/н2 = Е0н+/н2 – 0,059рН, Ен+/н2 (при рН =7)= -0,41В и при условии Рн2 = 1Ат (давление), Т = 298 К,
Почему возможно выделение таких металлов как Zn (Е0Zn/Zn2+ = -0,76 В), Cr (Е0Cr/Cr3+= -0,71В) из растворов их солей? Это объясняется перенапряжением (затруднением) выделения водорода, т.е. при пропускании тока потенциал выделения водорода уменьшается (сдвиг потенциала в область отрицательных значений). Таким образом, достигается такое состояние, когда потенциал восстановления катиона металла и реальный потенциал разряда воды соизмеримы.
4. В растворах никогда не разряжаются катионы металлов, стоящих в ряду напряжений металлов до алюминия (включительно), так как имеют очень низкие электродные потенциалы. В этих случаях на катоде происходит только разряд воды 2Н+2О + 2е Н02 + 2ОН- (в нейтральной и щелочной средах).
На аноде протекают реакции окисления восстановителей, т.е. отдача электронов восстановителем, поэтому в первую очередь на аноде должны реагировать наиболее сильные восстановители – вещества, имеющие наиболее низкий потенциал.
Анодный процесс зависит от вещества, из которого сделан анод. Аноды подразделяют на нерастворимые: графит, платина, золото или некоторые пассивные металлы, например, нержавеющая сталь и растворимые: медь, серебро, цинк, никель и другие металлы. В случае электролиза с растворимым анодом окисляется сам анод. При электролизе растворов на инертных анодах разрядка анионов или молекул воды идет в определенном порядке:
В первую очередь разряжаются бескислородные ионы:
S-2 (Е0,J- (Е0, Br- (E0, Cl- (E0, хотя потенциал окисления атома кислорода в Н2О (Ео2/2о-2 = 0,82 В, рН = 7) ниже, чем для некоторых выше перечисленных ионов (Cl-, Br-). Oднако, в связи с перенапряжением выделения кислорода (потенциал процесса сдвигается в область более высоких значений), при пропускании тока легче окисляются бескислородные ионы.
Во вторую очередь разряжается гидроксид-ион (шелочная среда рН 7): 4О-2Н- -4е О02 + 2Н2О (Ео2/2о-2 = 0,4В при рН=14)
Разряд атома кислорода в воде:
2Н2О-2 О02 +4Н+
|
Ео2/2о-2 = 0,82 В, рН = 7 – нейтральная среда |
Ео2/2о-2=1,23 В, pH = 0 – кислая среда |
Указанные потенциалы разряда кислорода (пункты 2, 3) рассчитывают по уравнению Нернста: Ео2/2о-2 = 1,23 – 0,059рН, при условии р2 = 1Ат, Т =298 К.
В растворе не разряжаются анионы кислородсодержащих кислотных остатков и F-.