Студопедия

КАТЕГОРИИ:


Архитектура-(3434)Астрономия-(809)Биология-(7483)Биотехнологии-(1457)Военное дело-(14632)Высокие технологии-(1363)География-(913)Геология-(1438)Государство-(451)Демография-(1065)Дом-(47672)Журналистика и СМИ-(912)Изобретательство-(14524)Иностранные языки-(4268)Информатика-(17799)Искусство-(1338)История-(13644)Компьютеры-(11121)Косметика-(55)Кулинария-(373)Культура-(8427)Лингвистика-(374)Литература-(1642)Маркетинг-(23702)Математика-(16968)Машиностроение-(1700)Медицина-(12668)Менеджмент-(24684)Механика-(15423)Науковедение-(506)Образование-(11852)Охрана труда-(3308)Педагогика-(5571)Полиграфия-(1312)Политика-(7869)Право-(5454)Приборостроение-(1369)Программирование-(2801)Производство-(97182)Промышленность-(8706)Психология-(18388)Религия-(3217)Связь-(10668)Сельское хозяйство-(299)Социология-(6455)Спорт-(42831)Строительство-(4793)Торговля-(5050)Транспорт-(2929)Туризм-(1568)Физика-(3942)Философия-(17015)Финансы-(26596)Химия-(22929)Экология-(12095)Экономика-(9961)Электроника-(8441)Электротехника-(4623)Энергетика-(12629)Юриспруденция-(1492)Ядерная техника-(1748)

Спільні стадії внутрішньоклітинного катаболзму біомолекул: білків, вуглеводів, ліпідів. 1 страница




План

План

План

План

План

План

План

План

План

План

План

План

План

План

  1. Положення теорії електролітичної дисоціації.
  2. Ступінь дисоціації. Константа дисоціації.**

3. Особливості розчинів сильних електролітів.***

1. Електроліти – речовини, водні розчини або розплави яких проводять електричний струм. Приклади: розчини молей, кислот і лугів

ТЕД (Арреніус):

1) дисоціація електролітів відбувається під дією полярних молекул розчинника

2) Дисоціюючи молекули розпадаються на катіони та аніони.

3) Дисоціація – оборотний процес.

4) Дисоціація багатоосновних кислот і багатокислотних основ відбувається ступінчасто.

Приклад: HCl ↔ H+ + Cl-

2. Лише частина електроліту дисоціює в розчині на йони і тому Арреніус ввів поняття ступеня дисоціації.

Ступінь дисоціації – відношення числа молекул електроліту, що розпалися в розчині на йони, до загального числа його молекул в розчині.

α = n / N,

де α – ступінь дисоціації;

n – кількість молекул, які про дисоціювали;

N – загальна кількість молекул

До рівноваги, яка встановлюється в розчині слабкого електроліту між молекулами та йонами, можна застосувати закони хімічної рівноваги і записати вираз константи рівноваги.

Наприклад, для дисоціації оцтової кислоти

СН3СООН ↔ Н+ + СН3СОО-

константа рівноваги має вигляд:

Константа рівноваги, що відповідає дисоціації слабкого електроліту, називається константою дисоціації.

Величина К залежить від природи електроліту і розчинника, а також від температури, але не залежить від концентрації розчину.

При ступінчатій дисоціації речовин дальший ступінь характеризується меншим розпадом, ніж попередній.

Якщо концентрацію електроліту, що розпадається на 2 йони, позначити через С, а ступінь його дисоціації у розчині через α, то концентрація кожного з йонів буде С α, а концентрація недисоційованих молекул С(1- α). Тоді рівняння константи дисоціації матиме вигляд:

Це рівняння виражає закон розбавлення Оствальда.

Для розчинів, в яких дисоціація електроліту дуже мала, рівняння закону Оствальда спрощується. Оскільки в таких випадках α≤1, то величиною α у знаменнику правої частини рівняння можна знехтувати. Рівняння буде мати вигляд:

Це рівняння наочно показує зв'язок, що існує між концентрацією слабкого електроліту і ступенем дисоціації: ступінь дисоціації зростає при розбавлянні розчину.

3. Для оцінки стану йонів у розчині сильних електролітів користуються величиною, яка називається активністю.

Під активністю йона розуміють ту ефективну, умовну концентрацію його, відповідно до якої він діє під час хімічних реакцій. Активність йона а дорівнює його концентрації С, помноженій на коефіцієнт активності f:

α = fC

В розведених розчинах коефіцієнт активності йона в даному розчиннику залежить тільки від заряду іона та іонної сили розчину I, яка дорівнює півсумі добутків концентрації С кожного йона на квадрат його заряду z:

Контрольні запитання:

  1. Які речовини називаються електролітами?
  2. Сформулюйте основні положення ТЕД.
  3. Що називається ступенем дисоціації і константою дисоціації?
  4. Складіть рівняння електролітичної дисоціації речовин: H3PO4, Ba(OH)2, AlCl3.
  5. Визначте силу електроліту за значенням ступеня дисоціації, якщо з 400 молекул продисоціювало 160.

Література:

  1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов. – Л.: Химия, 1979. – Гл. VІІІ, §§ 82-87, с. 233-246.
  2. Хомченко Г.П. Химия. – М.: Высшая школа, 1981. – Ч. І, Гл. 5, §§ 39-43, с. 49-52.

 

Тема 3.4. Гідроліз солей.

  1. Поняття про йонний добуток води.*
  2. Гідроліз солей.**

3. Поняття про константу гідролізу.***

1. Хоча вода і є слабким електролітом, але вона здатна на невелику дисоціацію:

Н2О ↔ Н+ + ОН-

За величиною електропровідності чистої води можна обчислити концентрацію йонів Гідрогену та гідроксид-йонів у воді. При 25С вона дорівнює 10-7 моль/л.

Константа дисоціації води:

Перепишемо рівняння так:

+][ОН-]=[Н2О]К

+][ОН-]=КН2О

Це рівняння показує, що для води і розбавлених водних розчинів при незмінній температурі добуток концентрацій йонів Гідрогену і гідроксид-йонів є величина стала. Ця стала величина називається йонним добутком води.

КН2О = 10-7 ∙10-7 = 10-14

Водневий показник – від`ємний десятковий логарифм йонів Гідрогену:

рН = -lg[H+]

Для вимірювання рН існують різні методи. Найчастіше використовують індикатори.

2. Гідроліз солей – це процес взаємодії солі з водою внаслідок чого утворюється слабкий електроліт і змінюється рН середовища.

4 типи:

1) сіль утворена сильною основою та слабкою кислотою (Na2CO3), рН>7

І. Na2CO3 + H2O ↔ NaHCO3 + NaOH

2Na+ + CO32- + H2O ↔ 2Na+ + HCO3- + OH-

CO32- + H2O ↔ HCO3- + OH-

II. NaHCO3 + H2O ↔ Na2CO3 + NaOH

Na+ + HCO3- + H2O ↔ Na+ + H2CO3 + OH-

HCO3- + H2O ↔ H2CO3 + OH-

2) сіль утворена слабкою основою та сильною кислотою (CuCl2), рН<7

І. CuCl2 + H2O ↔ CuOHCl + HCl

Cu2+ + 2Cl- + H2O ↔ CuOH+ + H+ + 2Cl-

Cu2+ + H2O ↔ CuOH+ + H+

II. CuOHCl + H2O ↔ Cu(OH)2 + HCl

CuOH+ + Cl- + H2O ↔ Cu(OH)2 + H+ + Cl-

CuOH+ + H2O ↔ Cu(OH)2 + H+

3) сіль утворена слабкою основою та слабкою кислотою (NH4NO2), рН≈7

NH4NO2 + H2O ↔ NH4NO2 + HNO2

NH4+ + NO2- + H2O ↔ NH4NO2 + HNO2

4) сіль утворена сильною основою та сильною кислотою (NaCl) – гідроліз не відбувається

3. У розглянутих випадках гідролізується не вся кількість солі, яка є в розчині, а тільки її частина. Інакше кажучи, у розчині встановлюється рівновага між сіллю і кислотою та основою, що її утворюють. Частка речовини, що гідролізується, - ступінь гідролізу – залежить від константи цієї рівноваги, а також від температури і від концентрації солі.

Запишемо рівняння гідролізу у загальному вигляді. Нехай НА – кислота, МОН – основа, МА – утворена ними сіль. Тоді рівняння гідролізу матиме вигляд:

МА + Н2О ↔ НА + МОН

Константа рівноваги:

Концентрація води у розбавлених розчинах є практично сталою величиною. Позначаючи [Н2О]К = Кг дістанемо:

Величина Кг називається константою гідролізу у солі. ЇЇ значення характеризує здатність солі гідролізуватися; чим більше Кг, тим більшою мірою відбувається гідроліз.

1) сіль утворена сильною основою та слабкою кислотою

2) сіль утворена слабкою основою та сильною кислотою

3) сіль утворена слабкою основою та слабкою кислотою

Контрольні запитання:

  1. Що називається йонним добутком води?
  2. Що називається гідролізом солей? Типи гідролізу солей.
  3. Визначте рН середовища розчинів солей: AlCl3, Ca(NO3)2, Na2SO3. Скласти відповідні рівняння гідролізу.
  4. Чому дорівнює концентрація гідроксид-йонів в розчині, рН якого дорівнює 10,8?
  5. Обчислити ступінь гідролізу ацетату калію в 0,1М розчині і рН розчину.

Література:

  1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов. – Л.: Химия, 1979. – Гл. VІІІ, §§ 90-92, с. 251-263.
  2. Хомченко Г.П. Химия. – М.: Высшая школа, 1981. – Ч. І, Гл. 5, §§ 45-46, с. 53-56.

 

Тема 3.5. Комплексні речовини

1. Координаційна теорія Вернера. *

  1. Класифікація комплексних сполук. *
  2. Номенклатура комплексних сполук. **
  3. Дисоціація та константа нестійкості.**

1. В кінці 19 ст. стали відомі багато чисельні приклади складних сполук, які неможливо було зрозуміти з позицій існуючих уявлень про валентності. Ці речовини почали називати комплексними (координаційними). Комплексними називають складні сполуки, які містять комплексний іон, що складається з комплексоутворювача та координованих навколо нього лігандів і який здатний самостійно існувати у розчині.

Найбільш вдало властивості і будову комплексних сполук пояснює координаційна теорія Альфреда Вернера, запропонована в 1893р.

Згідно з координаційною теорією, у молекулі будь-якої комплексної сполуки один з йонів, звичайно позитивно заряджений, займає центральне місце і називається комплексоутворювачем або центральним йоном. У безпосередній близькості навколо цього йона розміщено (координовано) деяке число протилежно заряджених йонів або електронейтральних молекул, що називаються лігандами, які утворюють внутрішню координаційну сферу сполуки. Решта йонів, які не розмістилися у внутрішній сфері, містяться на дальшій відстані від центрального йона, утворюючи зовнішню координаційну сферу. Число лігандів, що оточують центральний йон, називається координаційним числом.

Приклад:

Внутрішня сфера комплексних сполук може бути нейтральною або зарядженою (позитивно і негативно), наприклад:

[Ni(CO)4] – нейтральна внутрішня сфера (сполука складається тільки з внутрішньої сфери)

K[Ag(CN)2] – негативно заряджена внутрішня сфера (комплексний аніон)

[Co(NH3)6]Cl3 – позитивно заряджена внутрішня сфера (комплексний катіон)

2. а) Залежно від кислотності середовища водного розчину комплексних сполук їх поділяють на комплексні кислоти, комплексні основи та комплексні солі. Розчини комплексних кислот мають кислее середовище, оскільки вони дисоціюють з утворенням іонів гідрогену: H2[SiF6] ↔ 2H+ + [SiF6]2–.

Комплексні основи у розчині відщеплюють гідроксид-іони, внаслідок чого їх розчини мають лужне середовище: [Ag(NH3)2]OH ↔ [Ag(NH3)2]+ + OH.

Комплексні солі дисоціюють з утворенням катіонів та аніонів, причому одна з частинок є комплексним іоном: [Zn(NH3)4]SO4 ↔ [Zn(NH3)4]2+ + SO42–.

Нейтральні комплекси є неелектролітами, вони практично не дисоціюють у розчині.

б) За природою лігандів розрізняють такі типии комплексних сполук:

Аквакомплекси — сполуки, у яких лігандами є молекули води: [Co(H2O)6]Cl3, [Cr(H2O)6]2(SO4)3, [Ca(H2O)6]Cl2.

Аміакати та амінати містять комплексні іони, лігандами яких є молекули аміаку або амінів (метиламіну CH3NH2, етиламіну C2H5NH2, етилендіаміну H2NCH2CH2NH2): [Ag(NH3)2]OH, [Cu(NH3)4](OH)2, [Co(En)3](OH)3.

Ацидокомплекси містять ліганди, які є кислотними залишками: K[BiI4], Na2[NiCl4], Na3[AlF6], Na3[Ag(S2O3)2].

Гідроксокомплекси – сполуки, лігандами яких є гідроксид-іони: Na2[Be(OH)4], K3[Al(OH)6], Na2[Sn(OH)6].

Комплексні сполуки змішаного типу містять різні ліганди як іони, так і нейтральні молекули: [Co(H2O)(NH3)4Cl]Cl2, [Pt(NH3)3Cl3].

3. Спочатку називають катіон, а потім аніон. Якщо сполуки неелектролітного типу, то його називають одним словом. Ступінь окиснення центрального атома позначають римською цифрою в круглих дужках. Нейтральний ліганд називають так як і молекулу (Н2О – аква,

NH3 – амін, СО – карбоніл, NO – нітрозил), а до лігандів-аніонів додають суфікс –о. При цьому спочатку називають від’ємні, а потім нейтральні ліганди. Перед назвами лігандів застосовують префікси (ди-, три-, тетра-, пента-, гекса-) у відповідності з їх числом у внутрішній сфері. Назву комплексного йону пишуть в одне слово.

Приклад: [Co(NH3)6]Cl3 – гексамінкобальт(ІІІ) хлорид

[Co(NH3)5H2O]Cl3 – аквопентамінкобальт(ІІІ) хлорид

[Pt(NH3)2Br2] – дибромодиамінплатина(ІІ)

Якщо комплексний йон є аніоном, то до його назви додається –ат.

Приклад: (NH4)2[PdCl4] – амоній тетрахлоропаладат(ІІ)

K[PtNH3Br5] – калій пентабромоамінплатинат(IV)

3. Часточки, що містяться у зовнішній сфері, зв’язані з комплексним йоном переважно електростатичними силами і легко відщеплюються у водному розчині. Ця дисоціація називається первинною (проходить майже повністю). Ліганди, розміщені у внутрішній сфері, зв’язані з центральним атомом значно міцніше і відщеплюються лише невеликою мірою. Оборотне розкладання внутрішньої сфери комплексної сполуки називається вторинною дисоціацією.

Приклад: первинна дисоціація K[Ag(CN)2]: K[Ag(CN)2] ↔ K+ + [Ag(CN)2]-

вторинна дисоціація: [Аg(CN)2]- ↔ Ag+ + 2CN-

Як рівноважний процес розпад комплексного йона можна характеризувати константою рівноваги, що називається константою нестійкості комплексу.

Приклад:

Контрольні запитання:

  1. Будова комплексних сполук згідно теорії Вернера.
  2. Правила номенклатури координаційних сполук
  3. Дати назви комплексним речовинам, вказати внутрішню та зовнішню сфери та їх заряди, ліганди, координаційне число, комплексоутворювач та його ступінь окиснення: [Co(NH3)3(NO2)3], [Co(NH3)5Cl]Cl2, K4[Fe(CN)6], K3[Fe(CN)6], [Cr(H2O)6]Cl3, [Cr(H2O)5Cl]Cl2· H2O, [Cr(H2O)4Cl2]Cl · 2H2O
  4. Складіть рівняння дисоціації комплексних сполук: [Co(NH3)5Cl]Cl2, K4[Fe(CN)6], K3[Fe(CN)6], [Cr(H2O)6]Cl3.

Література:

  1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов. – Л.: Химия, 1979. – Гл. ХVІІІ, §§ 203-208, с. 582-606.

 

РОЗДІЛ 4. ОСНОВИ ЕЛЕКТРОХІМІЇ.

Тема 4.1. Електрохімічні процеси. Електродні потенціали і електрорушійна сила.

1. Електрохімія. Поняття про електроди.

  1. Гальванічний елемент.*
  2. Рівняння Нернста.**

1. Електрохімія – розділ хімії, що вивчає процеси, які відбуваються на межі поділу двох фаз, наприклад метал-розчин, за участю заряджених частинок (іонів та електронів).

В електрохімії електродом прийнято називати систему, що складається з речовини, яка проводить електричний струм, і розчину або розплаву електроліту, в який занурюється ця речовина. Найпростіший приклад електрода – метал, занурений у водний розчин солі цього металу, наприклад нікелева пластинка. занурена в розчин нікол (ІІ) хлориду.

В електрохімії використовуються так звані стандартні електроди. Робота цих електродів відбувається за стандартних умов: температурі 298К, тиску 101 325 Па і концентрації йонів у розчині 1 моль/л.

Якщо з усього ряду стандартних електродних потенціалів виділити тільки ті електродні процеси, які відповідають загальному рівнянню

Mez+ + ze → Me

То дістанемо ряд напруг металів. У цей ряд завжди ставлять крім металів також водень, що дає змогу бачити, які метали здатні витісняти водень з водних розчинів кислот. Положення того чи іншого металу в ряді напруг характеризує його здатність до окислювально-відновних взаємодій у водних розчинах за стандартних умов.

Кожний електрод має певне значення електричного потенціалу. Абсолютне значення електричного потенціалу електрода визначити неможливо. Можливо лише порівняти потенціали різних електродів один за одним.

2. Для порівняння електричних потенціалів складають коло з двох електродів. один з яких – стандартний водневий. Для цього металічні частини сполучають провідником, а розчини електролітів, у які вони занурені, сполучають скляною трубкою, заповненою електролітом. Ця трубка з електролітом, що зветься сольовим містком, забезпечує йонну провідність між розчинами. Таким чином дістанемо замкнене електрохімічне коло або гальванічний елемент.

Пристрої, які застосовують для безпосереднього перетворення енергії хімічної реакції в електричну енергію, називають гальванічними елементами (хімічними джерелами електричної енергії).

Хімічні джерела електричної енергії, у яких відбуваються практично оборотні реакції, називають акумуляторами.

Ми вже знаємо, що при будь-якій ОВР відбувається перехід електронів від відновника до окисника. Так, якщо цинкову пластинку опустити в розчин сульфата купруму, то відбудеться реакція:

Zn + Cu2+ → Cu + Zn2+

Тут відновник – цинк – віддає електрони. Ця напівреакція виражається рівнянням:

Zn – 2e → Zn2+

Окисник – йон купруму – приймає електрони. Рівняння цієї напівреакції:

Cu2+ +2e → Cu

У цьому прикладі обидві напівреакції відбуваються у місці стикання цинку з розчином, так що електрони безпосередньо переходять від атомів цинку до йонів купруму. Проте цю реакцію можна здійснити так, щоб окислювальна і відновна напівреакції будуть просторово розділені, а електрони переходитимуть від відновника до окисника не безпосередньо, а по провіднику електричного струму – по зовнішньому колу. Цей напрямлений потік електронів і є електричний струм. При такому здійсненні ОВР її енергія перетвориться в електричну енергію, яку можна використати, вмикаючи у зовнішнє коло відповідні прилади.

У найпростішому випадку гальванічний елемент складається з двох металевих електродів, занурених у розчин електроліту.

Мідно-цинковий гальванічний елемент

Цей елемент складається з мідної пластинки, зануреної в розчин сульфату купруму(мідний електрод), і цинкової пластинки, зануреної в розчин сульфату цинку (цинковий електрод). Обидва розчини стикаються один з одним, але щоб вони не змішувалися, їх розділили перегородкою, виготовленою з пористого матеріалу.

Напрям руху йонів у розчині зумовлений електрохімічними процесами, що відбуваються біля електродів. Створюється електричне поле, у якому катіони в розчині рухаються від цинкового електрода до мідного, а аніони – у зворотному напрямі. В результаті рідина біля обох електродів лишається електронейтральною.

Електрод, на якому відбувається окиснення, називається анодом (цинковий), тобто з більш негативним потенціалом, а електрод, на якому відбувається відновлення, тобто з менш негативним потенціалом називається катодом (мідний).

А: Zn – 2e → Zn2+ окиснення

К: Cu2+ +2e → Cu відновлення

Основною характеристикою гальванічного елемента є його ЕРС – різниця електродних потенціалів у початковий момент роботи елемента (від більш позитивного електродного потенціалу віднімають більш негативний)

Е = φк- φа

Під час записування схем гальванічних елементів звичайно зліва записують електрод з більш негативним значенням потенціалу. а справа – з більш позитивний:

Zn│ Zn2+││Cu2+│Сu

3. Внаслідок вивчення потенціалів різних електродних процесів установлено, що їхні величини залежать від таких трьох факторів:

1) природи речовин

2) співвідношення між концентраціями цих речовин

3) температури системи

Рівняння Нернста:

, де

φ0 – стандартний електродний потенціал певного процесу;

R – газова стала;

T – абсолютна температура;

z – число електронів;

F – число Фарадея;

[Ox] і [Red] – добутки концентрацій речовин, що беруть участь у процесі в окисленій (Ox) і відновленій (Red) формах.

Контрольні запитання:

  1. Що називається електродом? Наведіть приклади.
  2. Які пристрої називаються гальванічними елементами?
  3. Складіть гальванічний елемент, який складається з заліза та алюмінію. Обчисліть його ЕРС.
  4. Складіть гальванічний елемент, який складається з мідної пластинки, зануреної в розчин її солі концентрацією 0,01 М, та олов’яної пластинки, зануреної в розчин її солі концентрацією 0,001 М. Обчисліть ЕРС гальванічного елементу.

Література:

  1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов. – Л.: Химия, 1979. – Гл. ІХ, §§ 98-100, с. 272-293.

 

Тема 4.2. Електроліз

1. Поняття про електроліз.

  1. Електроліз розплавів солей.*
  2. Електроліз водних розчинів солей.**
  3. Закони Фарадея. **
  4. Застосування електролізу

1. Електролізом називається сукупність процесів, що відбуваються при проходженні постійного електричного струму через електрохімічну систему, яка складається з двох електродів і розплаву або розчину електроліту.

Біля катоду (негативно заряджений) відбувається відновлення, а біля аноду (позитивно заряджений) відбувається окиснення.

2. Електроліз розплавів солей: біля катоду відбувається відновлення металу, а біля аноду окиснення кислотних залишків.

Пр.: електроліз розплаву MgCl2

K: Mg2+ + 2e → Mg

A: 2Cl- - 2e → Cl2

3. Електроліз водних розчинів солей:

На катоді:

1) відбувається процес відновлення металу, якщо метал в ЕХРН знаходиться після Н2 (потенціал> -0.41):

2) відбувається процес відновлення води, якщо метал в ЕХРН знаходиться до Al (потенціал<-0.41):

2H2O + 2e → H2 + 2OH-

3) одночасно відбувається відновлення води та металу, якщо метал в ЕХРН знаходиться від алюмінію до водню.

На інертному аноді (матеріал якого не зазнає окиснення під час електролізу (графіт, вугілля, платина)):

1) під час електролізу водних розчинів лугів, оксигеновмісних кислот та їх солей відбувається окиснення води з виділенням кисню.

2H2O - 4e → O2 + 4H+

2) під час електролізу водних розчинів безоксигеновмісних кислот і їх солей відбувається окиснення кислотного залишку (крім фторидів)

На активному аноді може відбуватися один з трьох процесів – окиснення води з виділенням кисню, окиснення кислотного залишку, окиснення металу анода. Якщо метал анода розміщений в ряду стандартних потенціалів раніш від обох інших процесів, то спостерігатиметься анодне розчинення металу.

Пр.: a) електроліз водного розчину К2SO4

K: 2H2O + 2e → H2 + 2OH-

A: 2H2O - 4e → O2 + 4H+

б) електроліз водного розчину NiSO4

K: Ni2+ + 2e → Ni

2H2O + 2e → H2 + 2OH-

A: 2H2O - 4e → O2 + 4H+

4. Закони електролізу (закони Фарадея):

1)Маса речовин, що утворюється під час електролізу, пропорційна кількості електрики, яка пройшла крізь розчин.

або ,

де Q - кількість електрики; F - стала Фарадея; νекв - кількість еквівалентів речовини, що виділилася на електроді; I - сила струму; t - час електролізу

3) при проходженні однієї і тієї ж кількості електрики крізь розчини різних електролітів маси речовин, які виділяються на електродах, прямо пропорційні еквівалентним масам цих речовин.

5. Застосування електролізу:

1) в металургії електролізом розплавів і розчинів солей добувають метали, а також проводять електролітичне рафінування – очищення металів від шкідливих домішок і вилучення цінних компонентів.

2) у гальванотехніці:

- гальваностегія – нанесення за допомогою електролізу на поверхні металевих виробів шарів інших металів для захисту від корозії, для декоративних цілей, а також для надання їхній поверхні твердості;

- гальванопластика – процес виготовлення точних металічних копій з рельєфних предметів електроосадженням металу.

3) у хімічній промисловості за допомогою електролізу добувають фтор, хлор, їдкий натр, водень і кисень, пероксид гідрогену.

Контрольні запитання:

  1. Який процес називається електролізом?
  2. Визначте силу струму, при якій за 600 с із розчину аргентум(І) нітрату виділиться 40 г срібла.
  3. Скласти катодні та анодні процеси, які відбуваються при електролізі водного розчину купрум(ІІ) сульфату та калій хлориду.

Література:

  1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов. – Л.: Химия, 1979. – Гл. ІХ, §§ 101-104, с. 293-304.
  2. Хомченко Г.П. Химия. – М.: Высшая школа, 1981. – Ч. І, Гл. 7, §§ 60-63, с. 74-77.

 

Тема 4.3. Корозія металів

1. Корозія металів. Види корозії.

  1. Характеристика хімічної корозії. Способи захисту від хімічної корозії.*
  2. Характеристика електрохімічної корозії. **
  3. Способи захисту від електрохімічної корозії.*

1. На практиці під експлуатації виробів з металів та їхніх сплавів доводиться стикатися з явищем руйнування їх під дією зовнішнього середовища. Таке руйнування металів і сплавів внаслідок взаємодії їх з навколишнім середовищем називається корозією.

Корозія – самовільне руйнування металевих матеріалів, що відбувається під впливом навколишнього середовища.




Поделиться с друзьями:


Дата добавления: 2015-05-24; Просмотров: 432; Нарушение авторских прав?; Мы поможем в написании вашей работы!


Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет



studopedia.su - Студопедия (2013 - 2024) год. Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав! Последнее добавление




Генерация страницы за: 0.101 сек.