Ответы по химии

(ур-е 1) Fe³⁺ + 3e^- --> Fe(тв) -0.036 В

(ур-е 2) Fe²⁺ + 2e^- --> Fe(тв) -0.44 В

Для получения третьего уравнения:

(ур-е 3) Fe³⁺ + e^- --> Fe²⁺ (+0.77 В)

следует умножить потенциал первого  ур-я на 3, перевернуть ур-е 2 (поменять знак) и умножить его потенциал на 2. Сложение этих двух потенциалов даст стандартный потенциал ур-я 3. Ряд напряжений - последовательность расположения металлов и их ионов в порядке возрастания стандартных электродных потенциалов в растворах электролитов. Электродом сравнения обычно служит стандартный водородный электрод. Наибольшие отрицательные потенциалы характерны для щелочных металлов (около — 3 в), за ними следуют щёлочноземельные металлы и т. д.; наиболее положительные потенциалы имеют благородные металлы (около + 1,5 в; численные значения см. в ст. Металлы, табл. 2 и 3). В Р. н. часто включают неметаллы, ионы и некоторые химические соединения. Наиболее распространённые металлы расположены в Р. н. в следующей последовательности: Li, К, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, H₂, Cu, Hg, Ag, Au (см. там же). Место каждого элемента в Р. н. несколько условно, так как величина электродного потенциала зависит от температуры и состава раствора, в который погружены электроды, в частности от активности (или концентрации) ионов данного вещества в электролите. Большое значение имеет состояние поверхности электрода (гладкая, шероховатая), в особенности наличие на ней окисной защитной плёнки. Важнейшие следствия, вытекающие из Р. н. и широко используемые в химической практике: 1) каждый металл способен вытеснять (замещать) из растворов солей все другие металлы, стоящие в Р. н. правее данного металла; 2) все металлы, расположенные в Р. н. левее водорода, способны вытеснять его из кислот; 3) чем дальше расположены друг от друга два металла в Р. н., тем большее напряжение может давать построенный из них гальванический элемент. Р. н. составляется на основе термодинамических характеристик электрохимических процессов, поэтому он позволяет судить лишь о принципиальной возможности этих процессов; реальное же их осуществление во многом определяется кинетическими факторами.

22. Принцип работы гальванического  элемента Даниеля-Якоби. Устройство  и принцип работы бытовых «сухих»  элементов? Рассмотрим гальванический элемент Даниэля-Якоби, где цинковая и медная пластинки опущены в растворы своих солей, разделенных диафрагмой.  Цинк лучше растворяется в растворах своих солей то есть легче отдает ионы в раствор, чем медь, и поэтому он заряжается отрицательно. На поверхности цинка будет находиться избыток электронов. В то же время медь, обладая меньшей скоростью растворения, заряжается положительно, так как скорость перехода ионов из раствора на поверхность меди больше, чем скорость перехода ионов меди с пластинки в раствор. На поверхности пластинки в результате этого возникает недостаток электронов - пластинка заряжается положительно. Если соединить эти пластинки проводником (медной проволокой), то избыточная часть электронов, имеющихся в цинке, будет переходить на медную пластинку это приводит к понижению заряда цинковой пластинки и нарушает равновесие двойного электрического слоя. Для восстановления равновесия двойного слоя с пластинки в раствор будет переходить определенное количество цинка. При переходе избыточных электронов с цинковой пластинки на медную положительный заряд последней будет уменьшаться. Для сохранения равновесия в двойном электрическом слое часть положительных ионов из раствора будет выделяться на медной пластинке.  Таким образом, разность в зарядах пластинки, обусловленная переходом электронов с цинковой пластинки на медную, будет восстанавливаться.  В результате возникает самопроизвольно протекающий процесс, сопровождающийся растворением цинковой пластинки и выделением на медной пластинке положительно заряженных ионов меди и их разрядкой. Измерить потенциал электрода непосредственно нельзя, но можно измерить его относительно другого электрода. В качестве электрода сравнения для измерения потенциалов различных металлов условились применять водородный электрод. Он представляет собой платинированный платиновый электрод, погруженный в раствор кислоты и омываемый струей газообразного водорода. Водород адсорбируется на поверхности платины; поэтому образуется водородный электрод, погруженный в раствор, содержащий ионы водорода. Условно это обозначается: 2Н⁺/Н₂.  Величины электродных потенциалов выражают со знаком (-), если металл представляет собой восстановитель по отношению к водороду, и со знаком (+), если металл - окислитель.  ЭДС гальванического элемента, составленного из любой пары электродов, можно вычислить по разности потенциалов электродов, если пренебречь потенциалом, возникающим на границе раздела двух растворов. Если ЭДС элемента положительна, то реакция протекает самопроизвольно. Если ЭДС отрицательна, то самопроизвольно протекает обратная реакция.  Для измерения разности потенциалов между электродами гальванического элемента, или электродвижущей силы (ЭДС) элемента, применяют компенсационный, или уравнительный метод. Бытовые «сухие» элементы Самый распространённый гальванический элемент основан на изобретении, сделанном французским учёным Жоржем Лекланше в 1860 г. Он состоит из цинкового корпуса (отрицательный электрод) и диоксида марганца с добавлением графитового стержня (положительный электрод). Хотя этот элемент называется «сухим», его электролит является густой пастой хлорида аммония. Во время его работы на графите выделяется водород, который необходимо удалить, так как он понижает эффективность элемента. Для этого используют вещество, называемое деполяризатором, — в данном случае двуокись марганца. Перезаряжаемые батареи в большинстве своём состоят из кислотно-свинцовых элементов, изобретённых в 1860 г. Гастоном Планте. В них электроды из свинца и его двуокиси погружены в слабый раствор серной кислоты. В процессе работы оба электрода покрываются сульфатом свинца. При зарядке они превращаются соответственно в свинец и его двуокись. Перезаряжаемые никель-кадмиевые элементы имеют электроды из гидроксидов никеля и кадмия, погруженные в раствор гидроксида калия. Такие элементы могут заменять первичные сухие, а также используются в некоторых типах фонариков, инструментов и других беспроводных бытовых устройства.

23. Разновидности гальванических  элементов: окислительно-восстановительные  и концентрационные? ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ, единичные ячейки хим. источников тока, предназначенных для однократного электрич. разряда (непрерывного или прерывистого). После разряда гальванические элементы, в отличие от аккумуляторов, теряют работоспособность. Главные составные части гальванические элементы: два электрода разл. природы и электролит. Обычно электроды - это металлич. пластинки или сетки, на которые нанесены реагенты; на отрицат. электрод - восстановитель (Zn, Li и др.), на положительный -окислитель (оксиды Mn, Hg и др., а также соли). На каждом из электродов, погруженных в электролит, устанавливается определенный потенциал (окислит.-восстановит. потенциал данной электродной реакции); разность этих потенциалов в отсутствие тока наз. напряжением разомкнутой цепи (НРЦ). При соединении электродов между собой с помощью внеш. электрич. цепи электроны начинают перетекать от отрицат. электрода к положительному - возникает электрич. ток. Суммарная электрохим. р-ция на обоих электрода. наз. токообразующей; по мере ее протекания восстановитель отдает, а окислитель присоединяет электроны. Ток прекращается при размыкании внеш. цепи, а также после израсходования запаса хотя бы одного из реагентов. Побочные хим. или электрохим. реакции приводят к саморазряду гальванические элементы, ограничивающему длительность их хранения, которая для лучших образцов может достигать 10 лет. гальванические элементы применяют главным образом для питания переносной аппаратуры и поэтому изготавливают преимуществнно с невыливающимся электролитом (загущенным или твердым). В отличие от аккумуляторов. гальванические элементы не нуждаются в особом уходе при эксплуатации.  Наиб. распространены марганцево-цинковые элементы (окислитель-МnО2, восстановитель-Zn) с солевым электролитом (р-р NH4C1 и др.) или щелочным (р-р КОН). Для них НРЦ 1,5-1,8 В, уд. энергия 10-80 Вт-ч/кг. Стоимость элементов сравнительно невелика, и их мировое производство достигает 8-10 млрд. штук в год. Элементы со щелочным электролитом дороже, но обладают лучшими характеристиками, особенно при низких температурах и повыш. токах разряда.  Для ртутно-цинковых элементов (окислитель-HgO) со щелочным электролитом НРЦ 1,35 В, уд. энергия до 400 Вт • ч/л. Их изготавливают в виде малогабаритных ("пуговичных") герметичных устройств и применяют для питания радиоприемников, кино- и фотоаппаратуры и т.п.  В воздушно-цинковых элементах окислителем вместо относительно дорогих оксидов металлов служит О2 воздуха, который участвует в реакции на электроде, изготовленном из каталитически активного угля. Спец. отверстие в крышке обеспечивает своб. доступ воздуха к электроду. Отсутствие заложенного запаса окислителя обеспечивает высокие значения уд. энергии - до 250 Вт*ч/кг. Недостатки этих элементов - небольшое значение разрядного тока и сравнительно быстрый саморазряд, что обусловлено взаимод. щелочного электролита с окружающей атмосферой. В результате электролит высыхает либо взаимод. с СО2 воздуха (карбонизируется). В гальванические элементы с неводными электролитами возможно применение очень активных восстановителей (напр., щелочных металлов) и окислителей, которые в водных растворах неустойчивы. При использовании расплавленных или твердых электролитов такие гальванические элементы могут работать при повыш. температуре. Разновидность гальванические элементы - резервные элементы, в которых с целью снижения саморазряда электролит разобщен с электрода.и или находится в твердом неионопроводящем состоянии. Непосредственно перед использованием таких гальванические элементы электроды приводят в контакт с электролитом или расплавляют электролит. Напр., при изготовлении т. наз. водоактивируемых гальванические элементы безводную щелочь или соль закладывают в мешочках в межэлектродное пространство; перед эксплуатацией в отверстие в крышке заливают воду, и образуется электролит требуемой концентрации.

24. Электролиз. Законы электролиза.  Электролиз водных растворов  солей? Электро́лиз — физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных реакций на электродах, которое возникает при прохождении электрического тока через раствор либо расплав электролита. Упорядоченное движение ионов в проводящих жидкостях происходит в электрическом поле, которое создается электродами — проводниками, соединёнными с полюсами источника электрической энергии. Анодом называется положительный электрод, катодом — отрицательный. Положительные ионы — катионы — (ионы металлов, водородные ионы, ионы аммония и др.) — движутся к катоду, отрицательные ионы — анионы — ионы кислотных остатков и гидроксильной группы — движутся к аноду. Явление электролиза широко применяется в современной промышленности. Электролиз находит применение в очистке сточных вод (процессы электрокоагуляции, электроэкстракции, электрофлотации). Первый закон Фарадея: В 1832 году Фарадей установил, что масса M вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна электрическому заряду Q, прошедшему через электролит: 
 
если через электролит пропускается в течение времени t постоянный ток с силой тока I. Коэффициент пропорциональности называется электрохимическим эквивалентом вещества. Он численно равен массе вещества, выделившегося при прохождении через электролит единичного электрического заряда, и зависит от химической природы вещества.

Второй закон Фарадея  :Электрохимические эквиваленты различных веществ относятся, как их химические эквиваленты. Химическим эквивалентом иона называется отношение молярной массы A иона к его валентности z. Поэтому электрохимический эквивалент

где  — постоянная Фарадея.

Второй закон Фарадея записывается в следующем виде:

где  — молярная масса данного вещества, образовавшегося в результате электролиза,  — сила тока, пропущенного через вещество или смесь веществ,  — время, в течение которого проводился электролиз,  — постоянная Фарадея,  — число участвующих в процессе электронов, которое при достаточно больших значениях силы тока равно абсолютной величине заряда иона, принявшего непосредственное участие в электролизе (окисленного или восстановленного). Однако это не всегда так; например, при электролизе раствора соли меди(II) может образовываться не только свободная медь, но и ионы меди(I) (при небольшой силе тока).Может проходить как без участия, так и с участием молекул воды, в которой растворен электролит.: а) электролиз водного раствора хлорида меди (II) – CuCl₂. б) электролиз водного раствора сульфата меди (II) – CuSO₄.   в) электролиз водного раствора бромида натрия – NaBr.   г) Для иллюстрации приведем еще один пример – электролиз водного раствора KNO₃.  Вывод: Электролиз водных растворов солей протекает по-разному в зависимости от того, катионом какого металла и анионом какого кислотного остатка образована соль.

25. Устройство и принцип  работы свинцовых аккумуляторов.? Свинцовые аккумуляторы являются вторичными химическими источниками тока, которые могут использоваться многократно. Активные материалы, израсходованные в процессе разряда, восстанавливаются при последующем заряде. Химический источник тока представляет собой совокупность реагентов (окислителя и восстановителя) и электролита. Восстановитель (отрицательный электрод) электрохимической системы в процессе токообразующей реакции отдает электроны и окисляется, а окислитель (положительный электрод) восстанавливается. Электролитом, как правило, является жидкое химическое соединение, обладающее хорошей ионной и малой электронной проводимостью. В свинцовом аккумуляторе в токообразующих процессах участвуют двуокись свинца (диоксид свинца) РЬО₂ (окислитель) положительного электрода, губчатый свинец РЬ (восстановитель) отрицательного электрода и электролит (водный раствор серной кислоты H₂S0₄). Активные вещества электродов представляют собой относительно жесткую пористую электронопроводящую массу с диаметром пор 1,5 мкм у РЬО₂ и 5-10 мкм у губчатого свинца. Объемная пористость активных веществ в заряженном состоянии - около 50%. Часть серной кислоты в электролите диссоциирована на положительные ионы водорода Н⁺ и отрицательные ионы кислотного остатка SO₄^2-. Губчатый свинец при разряде аккумулятора выделяет в электролит положительные ионы двухвалентного свинца РЬ²⁺.  Избыточные электроны отрицательного электрода по внешнему участку замкнутой электрической цепи перемещаются к положительному электроду, где восстанавливают четырехвалентные ионы свинца РЬ⁴⁺ до двухвалентного свинца РЬ²⁺. Положительные ионы свинца РЬ²⁺ соединяются с отрицательными ионами кислотного остатка SO₄^2-, образуя на обоих электродах сернокислый свинец РЬSО₄ (сульфат свинца). При подключении аккумулятора к зарядному устройству электроны движутся к отрицательному электроду, нейтрализуя двухвалентные ионы свинца РЬ²⁺. На электроде выделяется губчатый свинец РЬ. Отдавая под влиянием напряжения внешнего источника тока по два электрона, двухвалентные ионы свинца РЬ²⁺ у положительного электрода окисляются в четырехвалентные ионы РЬ⁴⁺. Через промежуточные реакции ионы РЬ⁴⁺ соединяются с двумя ионами кислорода и образуют двуокись свинца РЬO_2. Химические реакции в свинцовом аккумуляторе описываются уравнением: 

 Содержание в электролите  серной кислоты и плотность  электролита уменьшаются при  разряде и увеличиваются при  заряде. По плотности электролита  судят о степени разряженности свинцового аккумулятора: 

26. Коррозия металлов. Химическая, электрохимическая, электрическая.  Основные способы защиты от  коррозии? Коррозия металлов - процессы, происходящие в результате химического воздействия окружающей среды, в результате которых происходит их разрушение. От этого процесса отличается другой процесс - эррозия металлов, представляющий собой разрушение их поверхности под механическим воздействием среды. Коррозия металлов означает разъедание, начинается также на их поверхности. Происходит химическое взаимодействие с окружающей средой. Это процесс является самопроизвольным, а также является следствием окислительно-восстановительных реакций с компонентами окружающей среды. В результате разрушения металла образуются продукты его окисления, а именно: оксиды, гидроксиды, иногда просто происходит его растворение в среде до ионного состояния. Такое превращение сопровождается существенным изменением свойств. Известны различные виды коррозии металлов. Химическая коррозия может происходить и под воздействием некоторых агрессивных жидкостей. Основным этого процесса является то, что она происходит без возникновения в системе электрического тока. Ей подвергаются детали и узлы машин, работающих в атмосфере кислорода при высоких температурах, например турбинные двигатели, ракетные двигатели и некоторые другие, а также подвергаются детали узлы оборудования химического производства. Другим распространённым видом разрушения металлов является электрохимическая коррозия - поверхностное разрушение в среде электролита с возникновением в системе электрического тока. Электрохимическая коррозия - разрушение в атмосфере, на почве, водоёмах, грунтах. разрушение деталей машин, приборов и различных металлических конструкций в почвенных, грунтовых, речных и морских водах, в атмосфере, под пленками влаги, в технических растворах, под действием смазочно-охлаждающих жидкостей и т.д. Характер разрушения поверхности металла может быть различным и зависит от свойств этого металла и условиях протекакния процесса. Атмосферная коррозия - протекает во влажном воздухе при обычной температуре. Поверхность металла покрывается плёнкой влаги, содержащей растворённый кислород. Интенсивность разрушения металла возрастает с ростом влажности воздуха, а также содержанием в нём газообразных оксидов углерода, серы, при наличиив металле шероховатостей, трещин облегчающих конденсацию влаги.  Почвенная коррозия - её подвержены трубопроводы, кабели, подземные сооружения. В этом случае металлы соприкасаются с влагой почвы, содержащей растворённый кислород. Во влажной почве, с повышенной кислотностью трубопроводы разрушаются в течение полугода после их укладки (конечно, если не принять меры по их защите).  Электрическая коррозия - происходит под дейстивем блуждающих токов, возникающих от посторонних источников (линии электропередач,электрические железные дороги, различные электроустановки, работающие на постоянном электрическом токе). Блуждающие токи вызывают разрушение газопроводов, нефтепроводов,электрокабелей, различных сооружений. Под действием электрического тока на находящихся на земле металлических предметах появляются участки входа и выхода электронов - катоды и анады. На анодных участках наблюдается наиболее интенсивное разрушение. Методы защиты от коррозии: Защита от коррозии: изоляция металлов от агрессивной среды. Защитить металл от разрушения можно путём создания на его поверхности защитной плёнки – покрытия: 1) Нанесение защитных покрытий; 2) Неметаллические покрытия( лаки, краски, эмали); 3) Нанесение химических покрытий( наиболее часто -это оксидные пленки или фосфатные пленки); 4) Металлические покрытия -это покрытия получаемые путем электрохимического осаждения на защищаемую конструкцию тонкого слоя другого металла( оцинкованная железа); 5) Пассивирование. Электрохимическая защита от коррозии Электрохимическая защита металлов основана на изменении потенциала защищаемого металла и не связана с изоляцией металла от коррозионной среды. К ней относится катодная защита. Её называют также анодная защита. Катодная защита - она применяется наиболее часто для трубопроводов различного назначения в этом случаи металлическая конструкция присоединяют катоду внешнего тока, что исключает возможность их анодного разрушения. Протекторная защита -применяется для конструкций которые находятся в агрессивных средах( морской или пресных водах)например, корабли.