Шпоры по химии - файл n1.doc

приобрести
Шпоры по химии
скачать (17.5 kb.)
Доступные файлы (1):

92kb.

16.06.2008 16:26

n1.doc

42. ДВОЙНОЙ ЭЛЕКТРИЧЕСКИЙ СЛОЙ, тонкий поверхностный слой из пространственно разделенных электрич. зарядов противоположного знака, образующийся на границе двух фаз.

Поскольку пространств. разделение зарядов всегда сопровождается возникновением электрич. разности потенциалов, Д.Э.С. можно рассматривать как своеобразный микроконденсатор, расстояние между обкладками к-рого определяется молекулярными размерами. Образование Д.Э.С. оказывает существенное влияние на скорость электродных процессов, адсорбцию ионов и нейтральных молекул, устойчивость дисперсных систем. Наиб. детально строение Д.Э.С. изучено на границе между металлич. электродом и р-ром электролита. Для исследования Д. э. с. используют в осн. три группы методов. Во-первых, адсорбц. методы, к-рые основаны на том, что образование Д.Э.С. связано с адсорбцией разл. компонентов р-ра и вызывает изменение их концентрации. Во-вторых, методы, основанные на электрокапиллярных явлениях. . В-третьих, методы, регистрирующие кол-во электричества, затраченного на создание определенного заряда электрода (заряжение Д.Э.С.). Изучение св-в и строения Д. э. с. имеет большое значение для понимания и усовершенствования таких практически важных процессов, как электролиз, электроосаждение металлов, электрохим. р-ции в хим. источниках тока, коррозия металлов, коагуляция в коллоидных системах, флотация, ионный обмен и др.

Разность потенциалов, возникающая в двойном электрическом слое на границе металл-раствор, назв. электродным потенциалом. Электродные потенциалы измеряют относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого принимают равным нулю. Потенциал каждого электрода зависит от природы металла, концентрации его ионов в растворе, температуры.

Стандартный электродный потенциал- это потенциал металла опущенного в раствор его собственных ионов с их активностью, равной 1. Стандартные электродные потенциалы металлов указывают на меру окислительно-восстановительной способности металла и его ионов. Чем более отрицательное значение имеет потенциал металла, тем более сильной восстановительной способностью он обладает. Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции, назв. равновесным электродным потенциалом. Равновесие имеет динамический характер, процессы при равновесии идут с одинаковой скоростью в прямом и обратном направлениях.
43. Гальванический элемент Даниэля-Якоби. Система состоит из двух электродов нах. в растворах собственных ионов. При работе элемента протекает следующие процессы: 1)реакция окисления цинка

Zn-2e–>Zn2+

Процессы окисления в электрохимии получи название анодных процессов, а электроды, на которых идут процессы окисления назв. анодами; 2)реакция восстановления ионов меди

Cu2++2e–>Cu

Процессы восстановления в электрохимии получи название катодных процессов, а электроды, на которых идут процессы восстановления, назв. катодами; 3)движение электронов во внешней цепи; 4) движение ионов в растворе: анионов к аноду, катионов к катоду. Суммируя электродные реакции, получаем Zn+Cu2+=Cu+Zn2+

Вследствие этой реакции в гальваническом элементе возникает движение электронов во внешней цепи и ионов внутри элемента, т.е. электрический ток. В гальваническом элементе происходит превращение химической энергии в электрическую. При помощи гальванического элемента можно совершить электрическую работу за счет энергии химической реакции.

Максимальная разность потенциалов электродов, которая может быть поучена при работе гальванического элемента, называется электродвижущей силой (ЭДС) элемента. Она равна разности равновесных потенциалов катода и анода элемента.

Максимальная электрическая работа W=nFEэ, где Еэ-ЭДС гальв. элемента.

Максимально полезная работа W= – G.

Стандартной назв. ЭДС элемента, если парциальные относительные давления исходных веществ и продуктов реакции равны единице или активности исходных веществ и продуктов реакций равны единице. Стандартная ЭДС элемента Даниэля-Якоби при 298К Еэ0=1,1В.

44. Изменение потенциала электрода при прохождении тока называется поляризацией: Е =Еi-Ep , где Е- поляризация; Еi-потенциал электрода при прохождении тока; Ер- равновесный потенциал.

45.Устройства, в которых электрическая энергия превращается в химическую, а химическая – снова в электрическую, называют аккумуляторами. Аккумулятор в наиболее простом виде имеет два электрода (анод, катод) и ионный проводник между ними. На аноде протекают реакции окисления, на катоде реакции восстановления.

Наиболее распространенными кислотными аккумуляторами являются свинцовые. Электроды кислотного аккумулятора обычно представляют собой свинцовые решетки. Решетки вначале заполняются оксидом свинца, который при взаимодействии с Н2SO4 превращается в PbSO4.

Свинцовые аккумуляторы обладают высоким КПД, ЭДС, простотой и невысокой ценой. Недостатки: небольшая удельная энергия, саморазряд аккумулятора при хранении и малый срок службы. Наиболее распространенными щелочными аккумуляторами являются никель-кадмиевые и никель-железные. Положительный электрод содержит гидроксид никеля, отрицательный электрод – кадмий или железо. К достоинствам никель-кадмиевых и никель-железных аккумуляторов относятся большой срок службы и высокая механическая прочность, к недостаткам – невысокие КПД и напряжение.
46. Элементы назв. топливными, если окислитель и восстановитель хранятся вне элемента и в процессе работы подаются к электродам, которые не расходуются, тогда элемент может работать длительное время. В топливных элементах (ТЭ) химическая энергия восстановителя (топлива) и окислителя, непрерывно и раздельно подаваемых к электродам, непосредственно превращается в электрическую энергию. Удельная энергия ТЭ значительно выше гальванических элементов. ТЭ используют жидкие или газообразные восстановители (водород, метанол, метан) и окислители, обычно кислород воздуха. Особую роль в ТЭ играют электроды, они определяют электродную поляризацию и поляризацию элемента. В качестве катализаторов электродов ТЭ используют металлы платиновых групп. ТЭ, работающие при температуре 25-100 0С, называют низкотемпературными. Ионными проводниками в них служат растворы КОН, Н3РО4 или ионообменные мембраны. Процесс электроокисления таких видов топлива как нефть, природный газ значительно ускоряется в высокотемпературных ТЭ, работающих при 500 0С и выше.

47. Электролизом назв. процессы, протекающие на электродах под действием электрического тока, подаваемого от внешнего источника. При электролизе происходит превращение электрической энергии в химическую. Ячейка для электролиза назв. электролизером, состоит из двух электродов и электролита. Электрод, на котором идет реакция восстановления (катод), у электролизера подключен к отрицательному полюсу внешнего источника тока. Электрод, на котором протекает реакция окисления (анод), подключен к положительному полюсу источника тока.

Электролиз подчиняется закону Фарадея и уравнениям кинетики электродных процессов. При прохождении тока изменяются потенциалы электродов электролизера, т.э. возникает электродная поляризация. Вследствие катодной поляризации потенциал катода становиться более отрицательным, а из-за анодной поляризации потенциал становиться более положительным.

Электрохимической поляризацией (перенапряжением) назв. изменение потенциала, обусловленное замедленностью собственно электрохимических стадий реакций. Замедленность объясняется существенной перестройкой структуры реагирующих частиц в ходе реакций. Электрохимические процессы происходят лишь тогда, когда реагирующие частицы обладают энергией, которая больше или равна энергии активации. Скорость электрохимических реакций может быть увеличена повышением температуры и применением катализатора. При повышении температуры растет доля активных молекул, в случае применения катализатора снижается энергия активации. Так как при уменьшении энергии активации растет скорость реакции, то увеличение поляризации приводит к ускорению электрохимической реакции, т.е. к повышению плотности тока. И чем больше энергия активации процесса, т. е. чем медленнее процесс протекает в прямом и обратном направлениях при равновесии, тем большая поляризация требуется для обеспечения определенной скорости электрохимического процесса, выражаемой через плотность тока. Перенапряжение изменяется при замене кислотных растворов на щелочные. Электрохимическое перенапряжение может быть снижено применением электродов-катализаторов, увеличением площади электродов.

48. Коррозия – необратимое самопроизвольное разрушение металлов и сплавов вследствие химического или электрохимического воздействия среды. Протекает с уменьшением энергии Гиббса. Химическая энергия коррозионного разрушения металлов выделяется в виде теплоты и рассеивается в окружающем пространстве. По механизму протекания коррозионного процесса различают химическую и электрохимическую коррозию.

Химическая коррозия характерна для сред. Не проводящих электрический ток. При хим. коррозии происходит прямое гетерогенное взаимодействие металла с окислителем окружающей среды. Различают газовую коррозию и коррозию в неэлектролитах.

Электрохимическая коррозия хар-на для сред, имеющих ионную проводимость. При электрохим. коррозии процесс взаимодействия металла с окислителем вкл. анодное растворение металла и катодное восстановление окислителя. Протекает в электролитах, в атмосфере любого влажного газа и в почве.

По характеру разрушения поверхности металла

Коррозию можно разделить на равномерную и местную. Равномерная, или общая, коррозия распределяется более или менее равномерно по всей поверхности метала, в то время как местная коррозия сосредоточена на отдельных участках и проявляется в виде точек, язв или пятен. Особым видами коррозии являются межкристаллическая коррозия, избирательная и коррозийное растрескивание.

Скорость коррозии выражают массовым и глубинным показателями. Первый из них дает потерю массы за ед. времени, отнесенную к ед. площади. Глубинный показатель коррозии выражается уменьшением толщины металла в ед. времени. Скорость электрохимической коррозии можно также выразить величиной тока, проходящего на ед. пощади металла.

50. Химическая коррозия характерна для сред. Не проводящих электрический ток. При хим. коррозии происходит прямое гетерогенное взаимодействие металла с окислителем окружающей среды. Различают газовую коррозию и коррозию в неэлектролитах.

Сущность процессов химической коррозии сводиться к окислительно-восстановительной реакции, осуществляемой переходом электронов металла на окислитель.

Для оценки термодинамической вероятности реакции определяют значение G при данном значении парциального давления окислителя:

G=4,57T(lgK+lg P_O₂^y^/^x), где К-константа диссоциации оксида. Коррозия наблюдается, если

P_O₂> Р_{дисс,Мех}О_{2у .}

Кинетика химической коррозии зависит от свойств оксидной пенки, образующейся на поверхности металла. К поверхности пленки проходит молекулярный кислород, происходит его адсорбция и атомизация. От поверхности атомы кислорода перемещаются вглубь пленки оксида, а им навстречу - ионы металла и электроны. В пленке в одном акте происходит ионизация кислорода и образование химического соединения с металлом.

Для характеристики защитной способности образующейся оксидной пленки применяется коэффициент a:

V_окс М_окс·d_Ме

а= ——— = ————— ,

V_Ме nA_Me·d_окс
Низкие значения коэффициента а < 1 не обеспечивают получения плотных пенок и защиты от коррозии, что достигается только при а=1,0-2,5; более высокие а ведут к высоким внутренним перенапряжениям, растрескиванию и отслаиванию оксидов.

Таким образом, важны не только защитные свойства пленок, но и ее механические свойства.

Скорость коррозии возрастает с увеличением температуры из-за повышения коэффициента диффузии и изменения защитных свойств пленки.

51. Электрохимическая коррозия – это самопроизвольное разрушение металла вследствие работы коротко замкнутых микро- макро и суб- микро гальванических элементов.

Электрохимическая коррозия хар-на для сред, имеющих ионную проводимость. Протекает при наличии на поверхности металла соя электролита (растворов соей, кислот или щелочей, атмосферной ваги в почве). Сущность электрохимической коррозии заключатся в том, что процесс окисления сопровождается полным удалением валентных электронов его атома и передачей их другой частице- деполяризатору (Н⁺, О₂ ).

Термодинамическая возможность электрохимической коррозии определяется соотношением

G⁰ = -zF·ЭДС < 0,

где ЭДС= ф_окс⁰-ф_восст⁰>0.

Процессы окисления металла (анодный) и восстановления деполяризатора (катодный) могут протекать на одном и том же участке детали, но в различные моменты времени.

Электрохимическая коррозия протекает через несколько взаимосвязных стадий, скорость ее зависит от скорости самой медленной стадии, назв. лимитирующей стадией процесса. Лимитирующими стадиями могут быть или реакции анодного окисления металла, или реакции катодного восстановления окислителя, или те и другие.

Скорость коррозии с кислородной деполяризацией растет с увеличением коэффициента диффузии, растворимости кислорода и при перемешивании раствора. Скорость коррозии можно так же снизить, изолируя металл от кислорода.

Скорость катодного выделения водорода возрастает с увеличением температуры и концентрации ионов водорода. Скорость коррозии с выделением водорода может быть замедлена снижением температуры и уменьшением концентрации ионов Н+, очисткой металла от примесей, катализирующих выделение водорода, а также изоляцией поверхности металла.

Некоторые металлы имеют склонность к пассивации вследствие образования защитных слоев.
54. Композиционные материалы получают объемным сочетанием химически разнородных компонентов при сохранении границы раздела между ними. Композиционные материалы состоят из матрицы – компонента, непрерывного во всем объеме, и армирующего элемента – прерывистого, разъединенного, и имеют новые свойства, отличающиеся от свойств компонентов. Матрицей может быть: металлы и сплавы, керамика, полимеры. По характеру физико-химического взаимодействия между матрицей и арматурой различают три класса композитов:

1. Компоненты не растворимые друг в друге и не образуют соединений: Al-B, Mg-B, Cu-W.

2. Эвтектики или твердые растворы: Nb-W, Ni-C.

3. Химические соединения:Ni-B, Ni- SiC.

Термодинамическая совместимость компонентов композита определяется способностью их находиться в состоянии химического равновесия как при получении, так и при эксплуатации.

Кинетическая совместимость- способность композита находиться в состоянии метастабильного равновесия, контролируемого адсорбцией, скоростью диффузии, химическими реакциями.

Армирующая фаза обычно вводят в виде порошков тугоплавких соединений, волокон и нитевидных кристаллов.

Матрицу в композит обычно водят из расплавов или в виде металлического порошка. Восстановление порошков химических соединений осуществляют газами, твердыми веществами, расплавами металлов. Матрица может быть введена в композит также электролизом или электрофоретически.
55. При получении композиционных материалов с полимерной матрицей: стекло-, карбо-, боро-, органоволокнитов- матрица вводиться либо в виде порошка, гранул, или как связующее, состоящее из термореактивных смол, способных отверждаться- превращаться в полимер сетчатой структуры под действием отвердителей, инициаторов. Композиты получают различными методами: порошковой металлургии, пропитки расплавленным металлом, химического и электрохимического осаждения металлов на основу. Композиты характеризуются высокой прочностью, твердостью, износостойкостью. Широко используются в качестве конструкционных материалов, материалов износостойких контактов, подшипников, штампов и инструментов.

Технический процесс получения полимерных композитов вкл операции: подготовка наполнителя – обезжиривание, аппретирование; совмещение связующего с наполнителем с получением препрегов; приготовление полуфабрикатов – премиксов, формование, механическая обработка, в ряде случаев – осаждение покрытия.
58. 1. Все металлы – твердые вещества(иск ртуть);

2. Для всех металлов характерен металлический блеск и прозрачность;

3. Все металлы- проводники теплоты и электрического тока. Металлы, характеризующиеся высокой электрической проводимостью, обладают и высокой теплопроводностью.

4.Важными свойствами металлов являются их пластичность, упругость, прочность. Они способны од давлением изменять свою форму, не разрушаясь.

По степени твердости металлы значительно отличается друг от друга. Так калий, натрий- мягкие металлы; хром- самый твердый металл Температура плавления и плотности металлов также изменяются в широких пределах. Самый легкоплавкий металл- ртуть, самый тугоплавкий – вольфрам.

Металлы отличаются своими отношением к магнитным полям и делятся на три группы:

- ферромагнитные металлы способны намагничиваться под действием слабых магнитных полей;

- парамагнитные металлы проявляют слабую способность к намагничиванию;

- диамагнитные металлы не притягиваются к магниту, даже слегка отталкиваются от него(олово, медь, висмут).
59. По химическим свойствам металлы- восстановители, т.к. легко отдают свои валентные электроны: Ме⁰-ze–>Ме^z⁺ .

Металлы - это эементы, атомы которых имеют минимальное количество электронов на внешнем энергетическом уровне. Степень окисления определяется числом неспаренных электронов в нормальном и возбужденном состоянии.

Химическая активность металла как простого вещества, имеющего кристаллическое строение, характеризуется термодинамическими величинами (энтальпией Н и энергией Гиббса G).

Простые окислители – это кислород, галоген Cl₂.реакция окисления металлов кислородом воздуха:

Ме+ О₂ —>Ме_хО_у.

Возможность данной реакции при нормальных условиях определяется величиной G₂₉₈ реакции.

При окислении металлов кислородом образуются оксиды. Для металлов имеющих большое число степеней окисления низшие оксиды обладают основными свойствами ( степень окисления от1 до 2), высшие оксиды – кислотными (степень окисления >4). Оксиды, где степень окисления +3,+4 – амфотерны.

В энергетический эффект взаимодействия металлов с элементарными окислителями вносят вклад энергия диссоциации молекулярного окислителя, потенциал ионизации металлов и сродство к электрону окислителя. Окисление металлов галогенами происходит легче, чем кислородом, так как энергия диссоциации молекул галогенов сравнительно невелика.
60. Металлы взаимодействуют с водой по реакции

Ме + Н₂О ––> Ме(ОН)z + Н₂

Так как эта реакция является окислительно-восстановительной, то возможность данной реакции определяется по величине энергии Гиббса или сравнения ф _окисл и ф _восст:

Ме⁰ - zе ––> Ме^z⁺,

2Н₂О+2е ––> Н₂ + 2ОН^-.

При условии, что ф_окисл (Н₂О / Н₂) больше ф_восст(Ме^z⁺/Me), реакция взаимодействия металла с водой возможна.

Металлы электродный потенциал которых отрицательнее (с учетом перенапряжения) потенциала водородного электрода при рН=7(ф_{2Н2О/ Н2,ОН}=-0,414В)

могут восстановить водород из воды.

Для термодинамического анализа взаимодействия металла с водой и водными растворами различной кислотности и щелочности используется диаграммы Пурбе. По диаграмме можно судить об области относительной устойчивости и неустойчивости металла в водной среде. Так, железо неустойчиво до рН=7, устойчиво в нейтральной и щелочной средах.

61.Взаимодействие металлов с раствором щелочей происходит по реакции

Данная реакция возможна, если электродный потенциал металла меньше потенциала водородного электрода в щелочной среде и оксид и гидроксид металла амфотерны.

Взаимодействуют с растворами щелочей амфотерные металлы, электродные потенциалы которых меньше -0,82 В. В таким металлам относятся Zn,Al,Be, которые взаимодействуют с щелочными растворами по реакции:

При взаимодействии магния со щелочами продуктом реакции, кроме водорода, является Mg(OH)2, а титан– TiO.
62.Используют кислотное травление для очистки металлов от поверхностных слоев перед нанесением покрытий всегда, когда нужно иметь дело с чистой поверхностью металла. Травление бывает технологическое и структурное. Технологическое травление используют для обработки и изменения формы поверхности металла, структурное травление – для выявления структуры поверхности кристаллических материалов.

Азотная кислота растворяет практически все металлы, за исключением. Золота и группы платиновых металлов, так как она является сильная окислителем и все ее соли хорошо растворимы в воде.

Активные металлы Na,Mg при взаимодействии с азотной кислотой восставливают нитрат-ион до аммиака, который, связываясь с ней, образует соединение NH4NO3. Если азотная кислота концентрированная, то образуется только соединение азота NO2, нитраты металлов или их оксиды.

Склонные к пассивации металлы ( ) в сильно концентрированной азотной кислоте образуют прочные оксиды и далее не растворяются:
С разбавленной серной кислотой взаимодействие происходит с восстановлением водорода. Водород вытесняют из разбавленной серной кислотой те металлы, электродный потенциал которых меньше потенциала водородного электрода с учетом перенапряжения. При взаимодействии металла с концентрированной серной кислотой проявляются ее окислительные свойства, то есть сульфат- ион является окислителем и может восстанавливаться до соединений серы, где степень окисления серы понижается. Чем активнее металл, то есть меньше величина электродного потенциала, тем полнее происходит восстановление сульфат-иона.

Склонные к пассивации металлы при взаимодействии с концентрированной серной кислотой выделяют SO₂, покрываются пленками оксидов и далее не растворяются.

Соляная кислота относится к бескислородным кислотам.

Поэтому взаимодействия с соляной кислотой, все металлы, у которых электродный потенциал меньше нуля, могут восстановить водород, за исключением свинца, который образует нерастворимое соединение PbCl₂, то есть данном случае имеются кинетические затруднения.

42. ДВОЙНОЙ ЭЛЕКТРИЧЕСКИЙ СЛОЙ