Частные случаи ур-я Нернста:

Схема эл. р-ций:

Ур-е электр. р-ции:

29. В щелочной среде кислородному электроду: н20, он- | о2, Рt

уравнение электродного процесса: О₂ + 2Н₂О + 4е = 4ОН^-

схема кислородного электрода в кислотной среде: Н₂О, Н⁺ | О₂, Рt

схема водородного электрода в щелочной и нейтральной средах: Н₂О, ОН^- | Н₂, Рt

уравнения электродных процессов: 2Н₂О+ 2е = Н₂ + 2ОН^- и О₂ + 4Н⁺ +4е =2Н₂О

Зависимость электродного потенциала водородного электрода от рН:

Зависимость электродного потенциала кислородного электрода от рН:

потенциал водородного и кислородного электродов линейно увеличивается с уменьшением рН

Топливный элемент является преобразователем химической энергии окисления водорода в электричество.

30-33. Гальванич. элемент –замкнутая э/х система, сост. из двух электродов, разл. по хим. природе.( ).

Контрационный элемент (Даниэля-Якоби): Zn|ZnSO₄||CuSO₄|Cu, где ||-2 эл-та пространственно разделены. Они соед. Проводником 2-го рода(эл-литического мостика). Во внешн. Цепи соед. проводн. 1-го рода.

Химический эл-т (Вольта): Zn|H₂SO₄|Cu, эл-ды наход-я в 1м электролите. Во внешн-й цепи соед. проводником 1-го рода.

34. Поляризацией электродов – явление смещения величины электродных потенциалов от их равновесных значений при прохождении тока.

Химическая поляризация обесл. изм. хим. природы электродов при выделении на них продуктов э/х р-ции. В элементе Вольта потенциал катода (Cu) ↓ за счет выделения на нем водорода. При этом потенциал катода становиться равным потенц. водородного э-да.

Концетрац. поляр-ция в хим. эл-тах типа Даниэля-Якоби потенциал анода ↑ за счет ↑ концентрации ионов+ при окислении анода, а потенциал катода ↓ за счет ↓ конц-ции ионов+ при их восстановлении на катоде.

Деполяризация – явление уменьшения поляризации. Механическое удаление пузырьков газа с поверхности эл-да или перемеш. эл-та.

35. Требования пред. К ист. Тока: стоимость, получаемое напряжение, температера в которой может работать, удельная энергия, срок службы.

Элементы Ле Кланше (необратимые) – анод (Zn), катод (MnO₂ с графитом), токоотвод (графит), электролит (NH₄Cl+крахмал).

(A) Zn|NH₄Cl|MnO₂, C (K)

A: Zn-2e=Zn²⁺

K: 2MnO₂+2NH⁺₄+2e=2MnOOH+2NH₃

Напряжение 1,1-1,3 В; удельная эн-я 45-60 Вт*ч/кг; срок службы 0,5-2 г.

Кислотные аккумуляторы (обратимые):

При разрядке:

(A(-)) Pb|H₂SO₄|PbO₂, Pb (K(+))

A: Pb+SO₄^2--2e=PbSO₄

K: PbO₂+SO₄^2-+4H⁺+2e=PbSO₄+2H₂O

При зарядке:

(K(-)) Pb, PbSO₄|H₂SO₄|PbSO₄, Pb (A(+))

K: PbSO₄+2e=Pb+SO₄^2-

A: PbSO₄+2H₂O-2e=PbO₂+2H₂SO₄

Напряжение 1,8-2 В; удельная эн-я 10-35 Вт*ч/кг; срок службы 2-5 г.; КПД 80%, невысокая стоимость; но большой вес.

36-38. Электролиз водного раствора CuCl₂ на инертных электродах. В растворе находятся ионы Cu2+ и Cl-, которые под действием электрического тока направляются к соответствующим электродам:

(-) Катод ← Cu²⁺                   2Cl^- → Анод (+)

Cu²⁺ + 2e = Cu⁰      2Cl^- - 2e = Cl₂

Если в качестве анода взять медную пластинку, то на катоде выделяется медь, а на аноде, где происходят процессы окисления, вместо разрядки ионов Сl^- и выделения хлора, протекает окисление анода (меди). В этом случае происходит растворение самого анода, и в виде ионов Сu2+ он переходит в раствор.

(-) Катод ← Cu²⁺                   2Cl^- → Анод (+)

Cu²⁺ + 2e = Cu⁰   2Cu^- - 2e = Cu²⁺

Таким образом, электролиз растворов солей с растворимым анодом сводится к окислению материала анода (его растворению) и сопровождается переносом металла с анода на катод. Это свойство широко используется при рафинировании (очистке) металлов от загрязнений. На катоде выделяются щелочные металлы (получение щел. Ме)

39. I закон Фарадея: масса вещества, осаждённого на электроде при электролизе, прямо пропорциональна количеству электричества, переданного на этот электрод.

, , .

II закон Фарадея: для данного количества электричества (электрического заряда) масса химического элемента, осаждённого на электроде, прямо пропорционально эквивалентной массе элемента.

; ;

Следствия из 2го закона Ф.: n_Э-число эквивалентов определяется: , учитывая это получим: ;   → .

Выход по току – показатель эффективности электролиза:

40. Перенапряжение – избыточное напряжение, которое подается на электроды извне для преодоления поляризации.

Перенапряжение зависит от: 1)плотности тока по ур-ю Тафеля , где a, b –табл. велич., i –плотность тока. 2) Природы выд-ся в-ва 3) Материала электрода.

Роль перенапряжения двойственна. С одной стороны, перенапр. приводит к повыш-му расходу электроэнергии при электролизе, но, с другой, благодаря перенапр. удается осаждать из водных р-ров многие Ме, которые по знач. их станд. эл-х потенц. осаждаться не должны: Fe, Pb, Sn, Ni(никелирование), Co, Zn, Cr(хромиравание).

(K(-)) Fe|NiSO₄∙H₂O|Ni ((+)A)

K: Ni²⁺+2e=Ni

A:Ni-2e= Ni²⁺

41. Поляризация — отклонение потенциала электрода от равновесного значения.

– ЭДС внутр. г.э. возник-го в результате поляризации эл-нов и напрал. встречно внешнему ЭДС.

– min необх. Разность потенц-ов при которой процесс электролиза становиться возможным.

42. Коррозия – самопроизвольный процесс разрушения Ме под возд-м окр. среды. В зависимости от условий дел-ся на: атмосферную, почвенную, в среде электролита и др. По мех-му протекания: хим-кую, электрохим-кую.

Химическая – протекает без возникновения электр-го тока.

Электрохимическая – окисление Ме в среде электролита с возникновением эл-кого тока.

43. Причины э/х коррозии: 1)Контакт 2-х Ме в провод. среде: приводит к образованию миктрогальванопары. Чем больше потенциал контакт-их Ме тем быстрее протекает коррозия. 2) Контакт с примесью другого Ме: в пирсудств. провод. ж-ти приводит к обр. микрогальванопар. 3)наличие на пов-ти нарушеных оксидных пленок. 4) Контакт в одном изделии участка самого Ме и соед. этого Ме в данной среде электр-за. 5) Неравномерная аэрация разл. уч-в. Ме.

A: Meⁿ⁺+mH₂O

K: С водородной депол.: 2H⁺+2e=H₂ (pH<7), 2H₂O+2e=H₂+2OH^- (pH>=7). Скорость коррозии снижается очисткой Ме от примесей, увилечением pH, снижением t⁰.

С Кислородной депол.: O₂+4H⁺-4e=2H₂O (pH<7), O₂+2H₂O+4e=4OH^- (pH>=7). Скорость коррозии снижением давления O₂, введением в эл-лит востанов., диаэрацией э-лита.

44. Методы защиты от коррозии: 1) Изменение состава корозийной среды (изменить pH, удаление активаторов корр. Cl^-, H⁺, O₂), введение ингибиторов(в-в способных замедлить корр.)). 2)Создание защитных слоев (крски, лаки, эмали), покрытие посивирующими пленками(фосфаты, сульфаты), оксидирование(Al₂O₃) 3)Анодное покрытие – Ме более активный, чем защищаемый. 4) Катодное покр-тие- менее активный. 5) Протекторная защита – присоединение к защищ. конструкции протектрора – Ме более активного чем защищаемый. 6) Катодная защита (электрозащита) – подсоед. защищ. конструкции к отриц-му полюсу внешн. ист. тока. а к положит любой Ме.

45. Гальваничесий эд-т:

(A(-)) Fe|FeCl₂||CuCl₂|Cu (K(+)). Энергия хим. процессов превр. в электр-ю.

Хим. источник эл-го тока.

Коррозионный гальванический эл-т: За счет электро-хим. неоднородности ан Ме или сплаве обр. много короткозамкн. Коррозионных микрогальванических элементов. Не используестся в кач. ист. тока.

46. Квантово-механическая модель строения атома. Разв. современной теории связано с моделью Резерфорда: 1) В центре атома находится положит. ядро. 2) Вокруг ядра вращаются эл-ны. Но согл. Электрохим. Теории е^- должен непрер-о излучать энергию и упасть на ядро. Согдасно пост-ам Бора: 1) Сущ. Спец-ые орбиты вращаясь по которым е^- не излуч. Энергию. 2) При перезоде на другую орбиту е^- излучает квант энергии hv. Зиммерфельд предложил: е^- может двигаться и по элептическим орбитам.

Современная квантово-механическая модель строения атома: Электрон имеет двойственную корпускулярно-волоновую природу, как частица обладает массой m и зарядом, в своем движении вокруг ядра проявляет волновые св-ва.

47. Основное ур-е волновой механики (Шредебера) – содержит волновую ф-цию ϕ(пси), позмоляет опред. возможные сост. электрона. .

Волновая функция ϕ – это х-ка е^- , она имеет опред. знач. в любой точке пространства.

Физический смысл ϕ - ϕ² пропорцеонален вероятности нахождения е^- в электронном объеме фтома с координатами x, y, z.

Решение ур-я Ш. может быть получено только при опред. усл., в связи с чем появляются 3 квантовых числа n, l, m, которые заракт-ют почти весь спектр поверхности.

48. Главное квантовое число (n): возможные энергетические сост. э-на в атоме. n=1, 2, 3… - энергетические уровни. Размеры электронного облака. Всего их 7.

Орбитальное квантовое число (l): подуровни s, p, d, f.

Магнитное квантовое число (m): s – 1, p – 3, d – 5, f – 7.

Спиновое квантовое число (s): разный спин.

↑ ↓

49. Правило минимальной энергии – е заселяют атомные орбитали начиная с подуровня с меньшей энергией.

Принцип Паули – в атоме не может быть двух элек-ов, у которых все четыре квантовых числа былибы одинаковыми.

Правило Хунда – устойчивому сост. атома соответствует такое распред. эл-ов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина атома максимально.

Правило Клечковского – при увеличении заряда ядра атома последовательно заролнениеэлектронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l) к орбиталям с большим знач. этой суммы.

50. Периодический закон М. – свойства простых тел а также свойства и формы соед-ий эл-тов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

Структура период. табл. – измен-е св-в хим. элементов по мере возрастания их атомной массы не совершается непрерывно в одном и томже направлении а имеет периодический характер.

Металлические св-ва ярко выражены у Li постепенно ослаб. При переходе от одного эл-та к другому уступая места неМе св-вам, которые наиболее сильно прояв-тя у F.