Файл: Атомы и химические элементы. Периодический закон и периодическая система элементов Д. И. Менделеева. Изотопы.doc
ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 29.03.2024
Просмотров: 150
Скачиваний: 1
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
=Е0+
где Е0= φ0ок –φ0восст
∆G =-RTInK где К константа обратимого окислительно –восстановительного процесса.
Стандартные электродные потенциалы металлов, расположенные в порядке возрастания их числовых значений называются рядом напряжений металлов:
Li; K;Сa,Na,Mg,Aℓ,Mn,Zn,Fe,Co,Ni,Sn,H2, Cu, Ag, Au,Pt.
Стандартные потенциалы электродов, выступающих как восстановители по отношению к водороду, имеют знак «-«, а знаком «+» отмечены стандартные потенциалы электродов, являющихся окислителями.
Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов:
1.Чем более отрицателен электродный потенциал металла, тем больше его восстановительная способность.
2. Каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из растворов солей те металлы, которые стоят в ряду напряжений металлов после него. Исключениями являются лишь щелочные и щелочноземельные металлы, которые не будут восстанавливать ионы других металлов из растворов их солей. Это связано с тем, что в этих случаях с большей скоростью протекают реакции взаимодействия металлов с водой.
3.Все металлы, имеющие отрицательный стандартный электродный потенциал, т.е. находящиеся в ряду напряжений металлов левее водорода, способны вытеснять его из растворов кислот.
Электролиз.
ОВР, протекающие на электродах при прохождении через электролит электрического тока – электролиз.
Для осуществления электролиза необходимы:
1) источник постоянного тока (стационарный электролиз);
2) электролит – водный раствор или расплав;
3) электроды.
Электрод, соединенный с отрицательным полюсом источника тока называется катод, на нем идет процесс восстановления (присоединения электронов), находящихся в растворе ионов металла или ионов водорода (как восстановление воды). Катод является лишь передатчиком электронов. Электрод, соединенный с положительным полюсом источника тока, называется анодом, на нем происходит процесс окисления (отдача электронов). Аноды бывают: растворимые и нерастворимые, инертные, они служат для отвода электронов.
Количественные законы электролиза были установлены Фарадеем.
Первый закон. Масса веществ, выделившихся при электролизе на электродах, пропорциональна количеству прошедшего через раствор электричества и не зависит от его концентрации и температуры
m = k×qили m = k×I×t
где m– масса металла, г; k– электрохимический эквивалент; I– сила тока, А;
t – время электролиза, с; q– количество электричества = I×t. Электрохимическим эквивалентом металла называется его масса, выделяющаяся на электроде при прохождении 1 кулон электричества, и характеризует природу металла.
Второй закон. Равные количества электричества выделяют при электролизе массы веществ, пропорциональные их химическим эквивалентам:
, тогда объединенный закон: 
где М– молекулярная масса; n– валентность металла; хэ = М/n;
F– число Фарадея.
Из объединенного закона Фарадея следует, что nF– количество электричества, необходимое для выделения 1 моль атома металла или генерируемое гальваническим элементом при растворении такого же количества металла. Работа электрического тока (А), генерируемого в ХИТ при растворении 1 моль металла, равна А = nFE, где E = ЭДС ХИТ.
Электродные процессы при электролизе.
Катодные процессы.
для правильного написания окислительно-восстановительных процессов, протекающих на электродах, нужно руководствоваться следующими правилами:
1. Катионы металлов, находящиеся в электрохимическом ряду напряжений после водорода при электролизе практически полностью восстанавливаются на катоде:
Меn+ +nе = Ме0 Си2+ +2е →Си0
Если в растворе есть несколько катионов, то первым выделяется металл, стоящий в ряду напряжений правее всего.
2.Катионы металлов, находящиеся в ряду напряжений до алюминия, не восстанавливаются на катоде, а вместо них восстанавливаются молекулы воды по схеме: 2Н
2О + 2е = Н2 + 2ОН-
3.Катионы металлов, находящиеся в ряду напряжений между алюминием и водородом, при электролизе на катоде восстанавливаются одновременно с молекулами воды.
При рассмотрении анодных процессов следует иметь в виду, что материал анода в ходе электролиза может окисляться. В связи с этим различают электролиз с инертным анодом и электролиз с активным анодом.
Инертным называется анод, материал которого не претерпевает окисления в ходе электролиза.
Активным называется анод, материал которого может окисляться в ходе электролиза. В качестве материалов для инертных анодов чаще всего применяют графит, уголь, платину.
На инертном аноде при электролизе водных растворов6
А) содержащих анионы F-, SO42-, NO3-, PO43-, OH- выделяется кислород по схеме:
в щелочной среде : 4ОН— -4е=О2+2Н2О
в кислой, нейтральной среде: 2Н2О -4е = О2+ 4Н+
Б) при окислении галогенид-ионов выделяются свободные галогены;
В)при окислении анионов органических кислот происходит процесс:
2 RСОО- -2е = R –R+2СО2
4. Кислородсодержащие анионы или не способны окисляться, или их окисление происходит при очень высоких потенциалах.
При электролизе водных растворов бескислородных кислот и их солей (кроме НF) у анода разряжаются анионы
На инертном или нерастворимом, аноде (графит, платина) возможны два процесса:
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+.
Рассмотрим электролиз водного раствора NaCl, рН=7. Анод нерастворимый.
К.: 2H2O + 2
®H2+2OH–
А.: 2Cl– – 2 ®Cl2
При электролизе расплава NaCl (графитовые электроды) идет разложение
NaCl = Na+ + Cl–, под током:
К.: Na– +
® Na0 – восстановление
А.: 2Cl– – 2 ® Cl2 – окисление.
42.Классификация окислительною - восстановителя реакций. Окислители и восстановители. Степени окисления. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций в растворах.Уравнение Нернста.
Уравнения окислительно-восстановительных реакций.
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.
Различают три основных типа окислительно-восстановительных реакций:
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.
где Е0= φ0ок –φ0восст ∆G =-RTInK где К константа обратимого окислительно –восстановительного процесса.
Стандартные электродные потенциалы металлов, расположенные в порядке возрастания их числовых значений называются рядом напряжений металлов:
Li; K;Сa,Na,Mg,Aℓ,Mn,Zn,Fe,Co,Ni,Sn,H2, Cu, Ag, Au,Pt.
Стандартные потенциалы электродов, выступающих как восстановители по отношению к водороду, имеют знак «-«, а знаком «+» отмечены стандартные потенциалы электродов, являющихся окислителями.
Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов:
1.Чем более отрицателен электродный потенциал металла, тем больше его восстановительная способность.
2. Каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из растворов солей те металлы, которые стоят в ряду напряжений металлов после него. Исключениями являются лишь щелочные и щелочноземельные металлы, которые не будут восстанавливать ионы других металлов из растворов их солей. Это связано с тем, что в этих случаях с большей скоростью протекают реакции взаимодействия металлов с водой.
3.Все металлы, имеющие отрицательный стандартный электродный потенциал, т.е. находящиеся в ряду напряжений металлов левее водорода, способны вытеснять его из растворов кислот.
Электролиз.
ОВР, протекающие на электродах при прохождении через электролит электрического тока – электролиз.
Для осуществления электролиза необходимы:
1) источник постоянного тока (стационарный электролиз);
2) электролит – водный раствор или расплав;
3) электроды.
Электрод, соединенный с отрицательным полюсом источника тока называется катод, на нем идет процесс восстановления (присоединения электронов), находящихся в растворе ионов металла или ионов водорода (как восстановление воды). Катод является лишь передатчиком электронов. Электрод, соединенный с положительным полюсом источника тока, называется анодом, на нем происходит процесс окисления (отдача электронов). Аноды бывают: растворимые и нерастворимые, инертные, они служат для отвода электронов.
Количественные законы электролиза были установлены Фарадеем.
Первый закон. Масса веществ, выделившихся при электролизе на электродах, пропорциональна количеству прошедшего через раствор электричества и не зависит от его концентрации и температуры
m = k×qили m = k×I×t
где m– масса металла, г; k– электрохимический эквивалент; I– сила тока, А;
t – время электролиза, с; q– количество электричества = I×t. Электрохимическим эквивалентом металла называется его масса, выделяющаяся на электроде при прохождении 1 кулон электричества, и характеризует природу металла.
Второй закон. Равные количества электричества выделяют при электролизе массы веществ, пропорциональные их химическим эквивалентам:
, тогда объединенный закон: где М– молекулярная масса; n– валентность металла; хэ = М/n;
F– число Фарадея.
Из объединенного закона Фарадея следует, что nF– количество электричества, необходимое для выделения 1 моль атома металла или генерируемое гальваническим элементом при растворении такого же количества металла. Работа электрического тока (А), генерируемого в ХИТ при растворении 1 моль металла, равна А = nFE, где E = ЭДС ХИТ.
Электродные процессы при электролизе.
Катодные процессы.
для правильного написания окислительно-восстановительных процессов, протекающих на электродах, нужно руководствоваться следующими правилами:
1. Катионы металлов, находящиеся в электрохимическом ряду напряжений после водорода при электролизе практически полностью восстанавливаются на катоде:
Меn+ +nе = Ме0 Си2+ +2е →Си0
Если в растворе есть несколько катионов, то первым выделяется металл, стоящий в ряду напряжений правее всего.
2.Катионы металлов, находящиеся в ряду напряжений до алюминия, не восстанавливаются на катоде, а вместо них восстанавливаются молекулы воды по схеме: 2Н
2О + 2е = Н2 + 2ОН-
3.Катионы металлов, находящиеся в ряду напряжений между алюминием и водородом, при электролизе на катоде восстанавливаются одновременно с молекулами воды.
При рассмотрении анодных процессов следует иметь в виду, что материал анода в ходе электролиза может окисляться. В связи с этим различают электролиз с инертным анодом и электролиз с активным анодом.
Инертным называется анод, материал которого не претерпевает окисления в ходе электролиза.
Активным называется анод, материал которого может окисляться в ходе электролиза. В качестве материалов для инертных анодов чаще всего применяют графит, уголь, платину.
На инертном аноде при электролизе водных растворов6
А) содержащих анионы F-, SO42-, NO3-, PO43-, OH- выделяется кислород по схеме:
в щелочной среде : 4ОН— -4е=О2+2Н2О
в кислой, нейтральной среде: 2Н2О -4е = О2+ 4Н+
Б) при окислении галогенид-ионов выделяются свободные галогены;
В)при окислении анионов органических кислот происходит процесс:
2 RСОО- -2е = R –R+2СО2
4. Кислородсодержащие анионы или не способны окисляться, или их окисление происходит при очень высоких потенциалах.
При электролизе водных растворов бескислородных кислот и их солей (кроме НF) у анода разряжаются анионы
На инертном или нерастворимом, аноде (графит, платина) возможны два процесса:
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+.
Рассмотрим электролиз водного раствора NaCl, рН=7. Анод нерастворимый.
К.: 2H2O + 2
®H2+2OH–А.: 2Cl– – 2
®Cl2 При электролизе расплава NaCl (графитовые электроды) идет разложение
NaCl = Na+ + Cl–, под током:
К.: Na– +
® Na0 – восстановление
А.: 2Cl– – 2
® Cl2 – окисление.
42.Классификация окислительною - восстановителя реакций. Окислители и восстановители. Степени окисления. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций в растворах.Уравнение Нернста.
Уравнения окислительно-восстановительных реакций.
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.
Различают три основных типа окислительно-восстановительных реакций:
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.