Экзаменационный билет № 6. Электролиз растворов

Билет №10.

Билет №9

Билет №8

Билет №7

Билет №6

Электролиз растворов

Важна последовательность электродных процессов, зависящая от потенциала ионов

Оглавление:

1. Возникновение потенциала на границе раздела металл / раствор. Устройство и работа гальванического элемента. Элемент Якоби-Даниэля.

2. Простые и сложные химические реакции. Молекулярность и порядок реакции.

Ответ:

При погружении металлической пластины в воду или раствор ее соли между поверхностью пластины и раствором образуется двойной электрический слой. Возникает разность потенциалов. Потенциал-это работа, которую выполняет электрон. Проходя через электрическое поле. Потенциал-напряжение. Разность потенциалов измеряют относительно стандартного водородного электрода. Измеренные потенциалы называют стандартными. Стандартные потенциалы которые посылают электроны к водородному электроду заряжаются отрицательно. А потенциал получающий от водородного электрода электроны заряжается положительно. Самым активным металлом будет являться металл у которого самая большая электроотрицательность у потенциала. Если же процессы окисления и восстановления пространственно разделить, то любую окислительно-восстановительную реакцию можно использовать для получения электрической энергии. Такие устройства называют химическими источниками тока (ХИТ). Простейший ХИТ – гальваническая ячейка – представляет собой сосуды, в которых два электрода, помещенные в раствор соответствующих электролитов, соединены солевым мостиком (проводником второго рода *), представляющим собой стеклянную трубку, заполненную раствором такого электролита, катионы и анионы которого характеризуются одинаковой подвижностью. При замыкании внешней цепи проводником первого рода начинается окислительно-восстановительная реакция, о чем свидетельствует возникновение электродвижущей силы (ЭДС).

Элемент Даниэля–Якоби:

j (катода) > j (анода)

j⁰ (Zn2+/Zn) = - 0,76

j⁰ (Cu2+/Cu) = + 0,34

Электрод, на котором происходит процесс окисления – анод

А (-): Zn⁰ – 2e^– → Zn²⁺

Электрод, на котором происходит процесс восстановления – катод

К (+): Cu²⁺ + 2e^– → Cu⁰

Токообразующая реакция

Cu²⁺ + Zn⁰ → Zn²⁺ + Cu⁰

Взаимодействие химических соединений записывается с помощью химических уравнений, отражающих материальный баланс всех реагирующих веществ. Это достигается с помощью стехиометрических коэффициентов перед формулами соединений:

где A, B, C, D – реагирующие вещества; a, b, c, d – стехиометрические коэффициенты.

Можно выделить четыре основных типа химических реакций:

v Соединения

v Замещения

v Разложения:

v Обмена

Реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления всех или некоторых реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными. Особенность обратимых реакций состоит в том, что по мере накопления продуктов реакции возрастает скорость обратной реакции. Если они сравняются, то наступает равновесное состояние. Последовательными называют реакции с промежуточными стадиями, когда продукт предыдущей стадии служит исходным веществом для последующей.

Реакции, в которых исходные вещества способны образовывать разные продукты реакции или одно вещество одновременно способно реагировать с несколькими веществами, называются параллельными.

К цепным реакциям относят реакции, протекающие с образованием свободных радикалов, способных превращать реагенты в конечные продукты, поддерживая постоянство свободных радикалов или даже увеличивая их (разветвленная цепная реакция).

В цепных реакциях выделяют три стадии: зарождение цепи, ее развитие и обрыв. Зарождение (иницирование) происходит под воздействием светового, радиационного, термического или другого воздействия. Реакции, протекающие под воздействием светового излучения, называются фотохимическими.

Молекулярность реакции – это минимальное число молекул, участвующих в элементарном химическом процессе. По молекулярности элементарные химические реакции делятся на молекулярные (А →) и бимолекулярные (А + В →); тримолекулярные реакции встречаются чрезвычайно редко. Если реакция протекает последовательно через несколько гомогенных или гетерогенных элементарных стадий, то суммарная скорость всего процесса определяется самой медленной его частью, а молекулярность заменяется порядком реакции – формальным показателем при концентрации реагирующих веществ. Поэтому весь процесс в целом лучше характеризует порядок реакции. Кинетическое уравнение реакции только для элементарных стадий совпадает с выражением ЗДМ. В этих случаях молекулярность и порядок реакции совпадают, хотя и не всегда. Так, при избытке одного из компонентов элементарной реакции А + В (А >> В) скорость реакции будет практически зависеть от изменения концентрации вещества В (А = const), поэтому порядок бимолекулярной реакции понижается до первого. Аналогично тому, что скорость реакции может характеризоваться по любому веществу, участвующему в реакции, для реакции aА + bВ → кинетические уравнения по веществу А и веществу В выглядят соответственно

а общее кинетическое уравнение –

(5.2)

Здесь z = x + y – общий порядок реакции. Запишем кинетическое уравнение в дифференциальной форме для разных исходных реагентов:

Разделение переменных и интегрирование в пределах от нуля до τ дает приведенные в таб. 5.1 уравнения для реакций первого, второго и третьего порядков.

Порядок реакции Z	К нетическое уравнение, размерность	Период полупревращения, ττ
	[с^–1]	[с^–1]
	[л∙моль∙с^–1]	[л∙моль^–1∙с^–1]
	[л^2∙моль^–2∙с^–1]	[л^2∙моль^–2∙с^–1]

В каждом случае кинетическое уравнение линейно в соответствующих координатах С(τ), что позволяет графически определить порядок реакции (рис. 5.2).

Прологарифмировав уравнение (5.2), получим lgV = lgK + z lgC; из графической зависимости (рис. 5.2) получаем lgK и z = tg φ.

Порядок реакции, особенно гетерогенной, может быть не только целочисленным (в том числе и нулевым), но и дробным. Нулевой порядок реакции указывает на постоянство скорости во времени.

Для гетерогенной реакции C_(тв) + О_2(г) = СО_2(г) можно создать концентрационнные условия, при которых порядок реакции будет меняться в пределах от нуля до единицы. Действительно, при больших парциальных давлениях кислорода в приповерхностном слое твердого углерода большой концентрационный градиент способствует практически мгновенному восполнению прореагировавшего кислорода. Следствием этого оказывается постоянство скорости реакции по кислороду, поскольку ~ const. Поэтому реакция горения углерода будет в этих условиях подчиняться кинетическому уравнению нулевого порядка. При уменьшении парциального давления кислорода, начиная с некоторого скорость реакции будет соответствовать кинетическому уравнению первого порядка При промежуточных давлениях кислорода порядок реакции изменяется в интервале от 0 до 1.

Дата добавления: 2015-04-24