5. Сколько соли и воды надо взять для приготовления раствора?
1 Металлы в природе встречаются в трёх формах: 1) в свободном виде встречаются золото и платина; золото бывает в распыленном состоянии, а иногда собирается в большие массы самородки. 2) в самородном виде и в форме соединений могут находиться в природе серебро, медь, ртуть и олово; 3) все металлы, которые в ряду напряжений находятся до олова, встречаются только в виде соединений.
Чаще всего металлы в природе встречаются в виде солей неорганических кислот: хлоридов - сильвинит КСl • NaCl, каменная соль NaCl;
Нитратов,сульфатов,карбонатов сульфидов фосфатов , оксидов.
Минералы и горные породы, содержащие металлы и их соединения и пригодные для промышленного получения металлов, называются рудами.
Отрасль промышленности, которая занимается получением металлов из руд, называется металлургией.
Существуют несколько основных способов получения металлов.
1 Восстановление:
— из их оксидов углем или оксидом углерода (II)
ZnО + С = Zn + СО
Fе2О3 + ЗСО = 2Fе + ЗСО2
— водородом
WO3 + 3H2 =W + 3H2O
СоО + Н2 = Со + Н2О
— алюминотермия
4Аl + ЗМnО2 = 2А12О3 + ЗМn
2 Обжигом сульфидов металлов и последующим восстановлением образовавшихся оксидов (например, углем)
2ZnS + ЗО2 = 2ZnО + 2SО2
ZnО + С = СО + Zn
3 Электролизом расплавов солей
СuСl2, — Сu2+ 2Сl
Катод (восстановление): Анод (окисление):
Сu2+ 2е- = Сu0 2Cl - 2е- = Сl°2
2. Электролитическая диссоциация, полный или частичный распад молекул растворенного вещества на катионы и анионы.Электролитическая диссоциация, как правило, происходит в полярных растворителях.
Основными причинами электролитической диссоциации являются, с одной стороны, взаимодействие растворенного вещества с растворителем, которое приводит к сольватации ионов, а с другой стороны - значительное ослабление электростатических взаимодействий между сольватированными ионами в среде, обусловленное ее электростатическим полем (диэлектрической проницаемостью растворителя). При этом работа, необходимая для разрушения молекул (кристаллической решетки), обеспечивается за счет энергии сольватации.
3. При протекании химической реакции через некоторое время устанавливается химическое равновесие.
Концентрации, которые соответствуют химическому равновесию, называются равновесными концентрациями. Связь между равновесными концентрациями устанавливается законом действующих масс (ЗДМ). Этот закон в 1867 г. вывели К. М. Гульберг и П. Вааге.
Закон действующих масс - скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.
Для одностадийной гомогенной реакции типа А+В ® продукты реакции этот закон выражается уравнением:
v = k cA cB,
где v - скорость реакции; cA и cB - концентрации веществ А и В, моль/л;
k - коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции.
Физический смысл константы скорости реакции k следует из уравнения закона действующих масс: k численно равна скорости реакции, когда концентрации каждого из реагирующих веществ составляют 1 моль/л или их произведение равно единице. Константа скорости реакции зависит от температуры, от природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентрации.
На скорость реакции зависит температура, давление, имеющийся катализатор либо ингибитор, концентрация веществ.
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 8
1. Энтропия. Изменение энтропии при химических реакция и фазовых переходах. Свободная энергия Гиббса. Направленность химических реакций.
2. Слабые электролиты. Константа диссоциации. Закон Оствальда.
3. Электролиз расплавов и растворов. Законы электролиза.
4. Составить уравнения окислительно-восстановительной реакции. Укажите окислитель и восстановитель.
5. Сколько воды и соли надо взять для приготовления раствора?
1 Любая термодинамическая система обладает не только определенным запасом внутренней энергии, но и характеризуется определенной степенью упорядоченности.
Существует специальная термодинамическая функция, которая характеризует меру хаотичности, беспорядка или, по другому, меру неупорядоченности системы. Эту функцию называют энтропией. Ее обозначают буквой “S”. Энтропия как мера неупорядоченности системы является функцией состояния. Рассмотрим пример: Поместим в сосуд с перегородкой два газа азот и аргон. Обозначим это состояние системы S1. В данном состоянии оба газа имеют определенную степень упорядоченности (степень беспорядка). После того, как уберем перегородку, газы начнут смешиваться. Это второе состояние системы обозначим S2.
S=K*ln*w
w-вероятность
к-константа больцмана
Степень беспорядка увеличилась. Произошло самопроизвольное увеличение энтропии ΔS = S2 – S1.
Энтропия растет с повышением температуры, при плавлении твердого вещества, при кипении жидкости, при переходе вещества из состояния с меньшей энергии в состояние с большей энергии и т.д.
Самопроизвольное протекание изобарно-изотермического процесса определяется двумя факторами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы (ΔH), и энтропийным TΔS, обусловленным увеличением беспорядка в системе вследствие роста ее энтропии. Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы, называемой изобарно-изотермическим потенциалом или свободной энергией Гиббса
ΔG = ΔH + T ΔS,
Уравнение ΔG=ΔН – ТΔS объединяет два закона термодинамики и определяет принципиальную осуществимость химической реакции в любой термодинамической системе. Как следует из этого уравнения осуществление химической реакции зависит от двух факторов: энтальпийного и энтропийного. Согласно первого – каждая система стремится перейти в состояние с наименьшей внутренней энергией, выделив при этом в окружающую среду энергию в виде теплоты или работы или того и другого. По второму (энтропийному) фактору система стремится занять наиболее вероятное, наиболее неупорядоченное состояние (состояние с наиболее возможным значением энтропии).
2 Слабые электролиты-Вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.
К слабым электролитам относятся:
1) почти все органические кислоты (CH3COOH, C2H5COOH и др.);
2) некоторые неорганические кислоты (H2CO3, H2S и др.);
3) почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
4) вода.
Они плохо (или почти не проводят) электрический ток.
В общем виде процесс диссоциации можно записать как:
АВ А+ + В-
где АВ – электролит, А+ - катион, В- - анион. Количественно процесс диссоциации характеризуется степенью диссоциации α и константой диссоциации Кд.
Степень диссоциации равна отношению числа продиссоциировавших молекул N к общему числу молекул электролита N0:α=N/N0
Степень диссоциации и константа диссоциации связаны между собой.
Если электролит слабый, т. е. α<<1, то и , следовательно
Кд=α2c, с-концентрация
Это соотношение носит название закона разведения Оствальда. Если выразить из него степень диссоциации ,то видно, что с уменьшением концентрации раствора (разбавление раствора) степень диссоциации электролита возрастает.
3 Электролиз - это окислительно-восстановительный процесс, который происходит на электродах во время прохождения электрического тока через расплав или раствор.
Различают электролиз растворов и расплавов. Оба эти процесса электролиза существенно отливчаются друг от друга. Отличие - в наличии растворителя. При электрролизе раствора кроме ионов самого вещества в процессе учавствуют ионы растворителя. При электролизе расплава - только ионы самого вещества.
Для того, чтобы получить нужный продукт (газ, металл или неметалл), нужно правильно выбрать электрод и раствор электролита.
Электродами могут служить любые материалы, проводящие электрический ток. В основном применяют металлы и сплавы, из неметаллов электродами могут служить, например, графитовые стержни (или углерод). Реже в качестве электрода используют жидкости.
Электрод, заряженный положительно - анод. Электрод, заряженный отрицательно - катод. При электролизе происходт окисление анода (он растворяется) и восстановление катода
Так, при электролизе расплава хлорида меди (II) электродные процессы могут быть выражены полуреакциями:
на катоде (–) Сu2+ + 2e →Cu0 – катодное восстановление
на аноде (+) 2 Cl– – 2e→ Cl2 – анодное окисление
Количественные характеристики электролиза * выражаются двумя законами Фарадея:
1) Масса вещества, выделяющегося на электроде *, прямо пропорциональна количеству электричества, прошедшего через электролит *.
2) При электролизе различных химических соединений одинаковые количества электричества выделяют на электродах массы веществ, пропорциональные их электрохимическим эквивалентам.
Эти два закона можно объединить в одном уравнении:
,
где m – масса выделяющегося вещества, г;
n – количество электронов, переносимых в электродном процессе;
F – число Фарадея (F=96485 Кл/моль)
I – сила тока, А;
t – время, с;
M – молярная масса выделяющегося вещества, г/моль.
Величина называется электрохимическим эквивалентом вещества. Если продолжительность электролиза измерять в часах, то число Фарадея должно быть выражено в ампер-часах. В этом случае F=26,8 А×ч/моль.
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 9
1. Механизмы химических реакций. Молекулярные реакции. Теория активированного комплекса.
2. Гидролиз солей. Усиление и подавление гидролиза.
3. Сильные электролиты. Кажущаяся степень диссоциации. Понятие об активности. Ионная сила растворов
4. Составить уравнения окислительно-восстановительной реакции. Укажите окислитель и
восстановитель.