а) Если ионы кислотного остатка не содержат атомов кислорода, то окисляются именно они, например:

2С1 -2е → С1₂

б) Если ионы кислотного остатка содержат атомы кислорода то окисляются ионы ОН^-:

4ОН^— -4е→О₂ +2Н₂О

2)Если анод растворимый (медь, никель), то происходит окисление материала анода, и металл переходит в раствор в виде ионов, например:

Ni -2е→ Ni²⁺.

Количественные соотношения при электролизе (Законы Фарадея)

Количественная сторона электролиза основывается на двух законах Фарадея.

Первый закон Фарадея:

Масса электролита, подвергшаяся электролизу, а также массы веществ, выделившиеся на электродах, прямо пропорциональны количеству электричества, прошедшего через раствор или расплав электролита.

Второй закон Фарадея:

Масса электролита, подвергшаяся электролизу, а также массы веществ, выделившиеся на электродах, прямо пропорциональны их молярным массам эквивалента.

Законы Фарадея можно выразить общей формулой:

m =М ^.Q/F =М ^.I^. t/n^. F

где m – масса выделившегося вещества (масса электролита), г

F – число Фарадея (= 96485 Кл/моль)

М – молярная масса вещества г/моль;

I – сила тока, А

t – время электролиза, с

n- число электронов, необходимых для электрохимического превращения вещества.

Анализ формулы позволяет сделать следующие выводы.

1.Для выделения на электроде 1 моля эквивалента вещества необходимо истратить количество электричества, равное числу Фарадея.

2.Если Q=1 Кл, то m =М ^./F Масса вещества, выделяющаяся при прохождении через электролит единицы количества электричества, называется электрохимическим эквивалентом.

3.При прохождении одного и того же количества электричества через ряд электролитов массы веществ, восстановившихся на катоде и окислившихся на аноде, пропорциональны их молярным массам эквивалента: m₁ / m₂ =М₁ /М₂

где m – массы выделившихся на электродах веществ 1 и 2, соответственно, г

М – молярные массы эквивалентов веществ 1 и 2, соответственно, г/моль^.

---

43. Классификация окислительною - восстановителя реакций. Окислители и восстановители. Степень окисления, валентность.

Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

Окислителями называются вещества, присоединяющие электроны. Во время реакции они восстанавливаются.

Восстановителями называются вещества, отдающие электроны. Во время реакции они окисляются.

Поскольку окислитель присоединяет электроны, степень окисления его атомов может только уменьшаться. Наоборот, восстановитель теряет электроны и степень окисления его атомов должна повышаться.

Окисление всегда сопровождается восстановлением и, наоборот, восстановление всегда связано с окислением.

Различают три основных типа окислительно-восстановительных реакций:

1) Реакции МЕЖМОЛЕКУЛЯРНОГО окисления-восстановления (когда окислитель и восстановитель – разные вещества);

2) Реакции ДИСПРОПОРЦИОНИРОВАНИЯ (когда окислителем и восстановителем может служить одно и то же вещество);

3) Реакции ВНУТРИМОЛЕКУЛЯРНОГО окисления-восстановления (когда одна часть молекулы выступает в роли окислителя, а другая – в роли восстановителя).

1. Реакциями межмолекулярного окисления-восстановления являются все уже рассмотренные нами в этом параграфе реакции.

3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

2. Реакции диспропорционирования происходят тогда, когда молекулы одного и того же вещества способны окислять и восстанавливать друг друга. Это становится возможным, если вещество содержит в своем составе атомы какого-либо элемента вПРОМЕЖУТОЧНОЙ степени окисления. Следовательно, степень окисления способна как понижаться, так и повышаться. Например:

3HNO₂ = HNO₃ + 2NO + H₂O

3. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления происходят тогда, когда в молекуле соседствуют атомы-окислители и атомы-восстановители. 2KClO₃ = 2KCl + 3O₂

Внутримолекулярная реакция разложения бертолетовой соли при нагревании используется при получении кислорода в лаборатории.

Ионно-электронный метод

Этот метод основан на составлении ионных уравнений для процесса окисления и процесса восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение.

В методе электронно-ионного баланса (методе полуреакций) рассматривают переход электронов от одних атомов или ионов к другим с учетом характера среды.

---

Сильные электролиты записывают в виде ионов, слабые электролиты или нерастворимые вещества – в молекулярной форме. Для уравнивания числа атомов водорода и кислорода используют молекулы Н₂О и ионы Н⁺ ( в кислой среде) или ОН^- (в щелочной среде).

В кислой среде: там где не хватает кислорода добавляем воду столько сколько не хватала кислорода и в противоположную сторону протоны водорода.

1 FеS₂ + 8Н₂О-15е = Fе³⁺ +2SО₄^2- + 16 Н⁺

5 NО₃^- + 4Н⁺ +3е = NО+ 2Н₂О
FеS₂ + 5 NО₃^- + 4Н⁺ = Fе³⁺ +2Н₂SО₄^2- + 5 NО+ 2Н₂О
FеS₂ +8 НNО_3(конц) = Fе(NО₃)₃ +2Н₂SО₄ +5 NО+2 Н₂О

В щелочной среде: там где не хватает кислорода добавляем группу ОН^- в два раза больше чем не хватало кислорода в противоположную сторону молекулы воды столько сколько не хватало кислорода.

SО₃^-2+2ОН^- -2е = SО₄^-2 + Н₂О 1

МnО₄^- +е =МnО₄^-2 2

SО₃^-2+2ОН^- +2МnО₄^- = SО₄^-2 + Н₂О +2МnО₄^-2

Nа₂ SО₃+2КМnО₄ +2NаОН = Nа₂SО₄ +К₂МnО₄ +Nа₂ МnО₄ +Н₂О

В нейтральной или слабощелочной среде:

SО₃^-2+Н₂О^- -2е = SО₄^-2 + 2Н⁺ 3

МnО₄^- +2Н₂О +3е =МnО₂ +4ОН^- 2

3SО₃^-2 +2МnО₄^- +Н₂О= 3SО₄^-2 +2МnО₄^-2 +2ОН^-

2Nа₂ SО₃+2КМnО₄ +Н₂О =2 Nа₂SО₄ +2МnО₂ +2КОН

Пероксид водорода в зависимости от среды восстанавливается согласно схеме:

В кислой среде Н₂О₂ +2Н⁺ +2е = 2 Н₂О

В нейтральной и щелочной среде:

Н₂О₂ + 2е = 2ОН^-

Достоинство метода полуреакций по сравнению с методом электронного баланса в том, что в нем применяются не гипотетические ионы, а реально существующие. В самом деле, в растворе нет ионов S⁺⁴, S⁺⁶, Мn⁺⁷ а есть ионы SО₃^-2,МnО₄^- , SО₄^-2 . При методе полуреакций не нужно знать степень окисления атомов. Написание отдельных ионных уравнений полуреакций необходимо для понимания химических процессов в гальваническом элементе и при электролизе. При этом методе видна роль среды как активного участника всего процесса. Наконец, при

---

использовании метода полуреакций не нужно знать все получающиеся вещества, они появляются в уравнении реакции при выводе его.

Метод полуреакций применим только к окислительно-восстановительным реакциям в растворах

Количественная характеристика окислительно-восстановительных реакций. Любую полуреакцию окисления и восстановления можно записать в стандартном виде: Ох + nе→R, где Ох –окисленная форма, R-восстановленная форма.

Каждая такая полуреакция характеризуется стандартным окислительно-восстановительным потенциалом Е⁰ (размерность вольт). Чем больше Е⁰, тем сильнее Ох как окислитель и тем слабее R как восстановитель, и наоборот. За точку отсчета потенциалов принята полуреакция

2Н⁺ +2е → Н₂

Для которой Е⁰ =0

Для полуреакций Меⁿ⁺ + nе→Ме⁰

Е⁰ называется стандартным электродным потенциалом. По величине этого потенциала металлы принято располагать в ряд стандартных электродных потенциалов (ряд напряжений металлов).
44.Термодинамика. Основные задачи химической термодинамики. Основы биоэнергетики. Система и ее окружение (открытая, закрытая и изолированная система).

45.Состояние системы. Параметры состояния, уравнения состояния. Термодинамические функции (функции состояния, функции процесса). Первое начало термодинамики..

Слово термодинамика происходит от греческих слов «термос» (теплота) и «динамос» (сила, движение) – она изучает различные формы энергии и их взаимные превращения, возможности превращения энергии в полную работу.

Основная задача термодинамики исследование энергии и работы в макроскопических системах. Это означает, что термодинамика рассматривает общие свойства системы в целом, например (р,V, t) и не интересуется поведением отдельных частиц (молекул, атомов, электронов), структурой вещества и механизмом различных превращений.

Применение различных законов термодинамики к химическим и физико-химическим процессам является предметом химической термодинамики.

Важное значение играет в термодинамике термодинамическая система. Под системой в термодинамическом смысле понимают – выделенную из внешней среды ( реальными или мнимыми границами) совокупность тел ( веществ). Которые могут обмениваться средой энергией и веществом. Объекты природы не входящие в систему называются средой.

---

По характеру обмена с окружающей средой различают три типа системы: изолированная, закрытая и открытая.

А) изолированными называются системы, которые не могут обмениваться с окружающей средой ни веществом, ни энергией; Δm=0 ΔU=0

Б) Закрытые системы Δm=0 ΔU/=0 могут обмениваться с внешней средой энергией ΔU/=0, но не веществом Δm=0

В) открытые системы обмениваются с внешней средой и веществом Δm/=0 и энергией ΔU/=0

Примером является живая клетка. Живой организм, жизнедеятельность которого поддерживается благодаря непрерывному обмену с окружающей средой, как веществом, так и энергией.

Состояние системы характеризуется набором ее свойств - параметрами состояния, к которым относятся: химический состав системы. Температура, объем, давление, масса.

Человеческий организм он та же система.

Аналогичные характеристики а именно: температура, артериальное давление, масса, состав биологических жидкостей ( биохимический анализ крови, мочи и т.д.) используется врачом для определения состояния больного. Совокупность всех физических и химических свойств системы характеризует ее состояние.

Величины, которые непосредственно характеризуют состояние системы и могут быть измерены называются термодинамическими параметрами состояния ( Р,V, Т, m).

Математическое уравнение, связывающее параметры состояния называется уравнением состояния Менделеева-Клайперона: РV=m/M RT для идеального газа р,V объем и давление газа при Т⁰

m- масса газа М- молярная масса R- 8,314 Дж/моль.К универсальная газовая постоянная.

Кроме параметров состояния каждая система в термодинамике характеризуется величинами, которые называются термодинамическими функциями. К ним относятся внутренняя энергия, теплота, механическая работа, энтальпия, энтропия, энергия Гиббса.

Термодинамические функции делятся на два вида: А) функции состояния Б) функции процесса

К функциям состояния –(U,S,H,G) относятся такие, изменения которых не зависят от пути и способа проведения процесса, а зависят только от начального и конечного состояния системы.

Функции процесса (А,Q) зависят от того, при каких условиях и каким путем протекал процесс. Подобно тому как длина дороги от Москвы до Ингушетии ехать через Смоленск или Ростов.

Внутренняя энергия системы складывается из энергии образующих ее составных частей (молекул, атомов, электронов, ядер, внутриядерных частиц и т.д.) Она представляет собой сумму кинетической энергии движения этих частиц и потенциальной энергии их взаимодействия между собой, а также собственную энергию, отвечающую массе покоя частиц. Е =mС

---

Смотрите также файлы

• 2Жргізуші Добрый день! Дорогие учителя и ученики! 1жргізуші Бгінгі бізді Роза Баланованы 100 жылдыына орай йымдастырылы отыран Отбасылы таланеттылар.docx

• Таырыбы "Табиат жне біз" Масаты.docx

• Урок 34 Раздел Искусство Кабдолдина А. Б.pptx

• Сценарий сказки Колобок.docx

• Экологические проблемы Дальнего Востока.docx