Тема: Химия как наука и её значение в жизни человека

Тема: Химия как наука и её значение в жизни человека

 

План:

1.Понятие о материи и движении. Химическая форма движения материи.

2.Химия и экология.

Весь окружающий нас многообразный мир, всё существующее вокруг нас – это материя, которая проявляется в двух формах: вещества и поля. Вещество – состоит из частиц, имеющих собственную массу (массу покоя). Например: это атомы, молекулы, ионы. Поле – это такая форма существования материи, которая, прежде всего, характеризуется энергией. Посредством поля осуществляется взаимодействие между частицами вещества. Например: это электромагнитные и гравитационные поля.

Неотъемлемым свойством материи является движение. Материя находится в непрерывном движении, она неразрывно с ним связана. Формы движения материи изучаются разными естественными науками: физикой, химией, биологией и другими. Формы движения материи могут переходить друг в друга: химическая форма движения может переходить в электрическую, а электрическая – в тепловую и т.д., по строго эквивалентным соотношениям.

При зарядке аккумулятора электрическая энергия превращается в химическую, а при разрядке – наоборот: химическая – в электрическую.

Мерой движения материи, количественной её характеристикой служит энергия, а мерой инерции материи является масса, поэтому энергия и масса – важнейшие взаимосвязанные свойства материи. Химия изучает химическую форму движения материи, под которой понимают качественные изменения веществ, т.е. превращение одних веществ в другие. Таким образом, химия – наука о веществах и законах их превращений. Химическая форма движения материи проявляется при химических реакциях. При химических процессах происходит обмен атомами между различными веществами, перераспределение электронов между атомами, разрушение одних соединений и образование других.

Современная химия включает: общую химию, неорганическую, органическую, физическую, аналитическую химию, электрохимию, биохимию и т.д. Мы изучаем общую химию, которая изучает наиболее общие законы и положения химии, включая периодический закон, состав и строение атомов, теорию химической связи, основные закономерности химических процессов, учение о растворах, электрохимию и др.

Значение химии в народном хозяйстве.

Химия – одна из наук, играющих важную роль в жизни каждого человека и общества в целом. Нет ни одной отрасли производства несвязанной с химией. Подвергая природные материалы химической переработке, получают разнообразные вещества необходимые для быта, промышленности и с/х. Это предметы домашнего обихода, лекарства, металлы, удобрения, краски, пластмассы и др. Для химической переработки природного сырья необходимо знать законы химии о превращении веществ, а эти знания даёт химия.

Химия позволяет синтезировать материалы, которых нет в природе. Это всем известные полимерные материалы, без которых современная жизнь невозможна. Все значения химии в жизни человека можно выразить следующим образом: «Что бы случилось, лишись человечество всего, что даёт химия? Трудно представить себе все катастрофические последствия этого предположения: рухнут все сооружения, т.к. исчезнут все материалы и вяжущие вещества; из-за отсутствия смазок остановятся станки; без топлива остановится транспорт; всё вокруг покрывается серой, грязной плёнкой; нет красителей, лаков, эмалей; из нашего обихода исчезнут сотни предметов, к которым мы давно привыкли» (из химического журнала).

Химия и экология.

В результате деятельности человека в окружающую среду попадает большое количество вредных веществ. Отходы химической промышленности загрязняют воздух, почву, воду. К настоящему времени в окружающую среду выброшено ~ 3 млн. новых химических соединений, к которым природа не приспособлена. Эти выбросы как заводов химической и металлургической промышленности так и электростанций, транспорта, промышленных с/х предприятий.

Например. Водный бассейн. Океаны, реки и внутренние водоемы загрязняются промышленными и бытовыми сточными водами, которые могут содержать Hg, Pb, Cd, As, Be, Te, остатки пестицидов, горюче-смазочные материалы и др. вещества. Поэтому сточные воды могут быть сброшены в водоемы только после механической, химической и биологической очистки.

Воздушный бассейн. Воздух загрязняется промышленными и коммунально-бытовыми выбросами. Это пыль, сажа, капли – сернокислой туман, окислы азота, хлор, фтор и т.д. Надо отметить, что заводы и фабрики выносят из труб чуть ли не больше половины всех химических элементов таблицы Д.И. Менделеева. Загрязняют воздух и автотранспорт, и самолеты, и ракеты. Выхлопные газы содержат СО и оксиды азота. Происходит также радиоактивное заражение воздуха. Для охраны воздушного бассейна применяют пыле- и золоуловители, фильтры и адсорбенты, через которые должен пройти выброшенный воздух. Загрязнения водного и воздушного бассейнов попадает в почву, впитывается растениями и попадает с водой и пищей человеку.

В настоящее время имеются нормы допустимых концентраций вредных веществ в воде, воздухе, почве, и есть специальная экологическая служба.

Надо стремиться к тому, чтоб отходы производства были минимальны, то есть приближаться к безотходному производству. А уж если есть отходы производства, то они должны использоваться самим производством, то есть стремиться к замкнутому циклу производства.

 

Тема: Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева

 

План:

1. Открытие периодического закона Д.И. Менделеева.

2. Конструкция периодической системы (период, группа, подгруппа).

Днем открытия периодического закона Д.И. Менделеева считается 1 марта 1869г, хотя путь к этому открытию лежал через долгие годы. Теперь имя Менделеева навечно вошло в список имен величайших ученых мира, а его открытие стало основой современной химии.

В основу классификации химических элементов Д.И. Менделеев положил два основные свойства, известные в то время: 1) атомную массу; 2) химические свойства. Работа по систематике известных элементов (известно их было тогда 63) состояла в том, что Д.И. Менделеев располагал элементы по увеличению их атомных масс с учетом их коренных свойств. Он обнаружил, что элементы сходные в химическом отношении встречаются через определенные интервалы и что, таким образом, в ряду элементов многие их свойства периодически повторяются. Была установлена зависимость свойств элементов от атомных масс.

Эта закономерность получила свое выражение в периодическом законе: свойства простых тел, а так же формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов (масс) элементов.

Закон является новым мощным инструментом в изучении элементов. Он дал возможность заранее определить свойства еще не открытых элементов. Так им были описаны свойства неизвестных в то время элементов под № 21, 31, 32 (он оставил пустые клетки). При жизни Д.И. Менделеева эти три элемента были открыты: в 1875г. открыт ₃₁ Ga (Лекок де Буабодран), 1879 г. – ₂₁Sc (Нильсон и Клеве), 1886 г. – ₃₂Ge (Винклер) и помещены в периодическую систему. Эти три элемента Д.И. Менделеев назвал «укрепителями» периодического закона. Он писал: «Периодическому закону будущее не грозит разрушением, а обещаются только дальнейшая надстройка и развитие». Располагая элементы по возрастанию атомной массы, Д.И. Менделеев в трёх случаях отказался от этого принципа. Так ₁₈Ar(А=39,948) стоит до ₁₉K(A=39,098); ₂₇Со(А=58,933) находится до ₂₈Ni(A=58,70); ₅₂Te(127,60) до ₅₃I(A=126,904). Таким образом, он не придавал исключительного значения атомной массе, а устанавливал место элемента в таблице, учитывая всю совокупность свойств элементов. Развитие теории строения атома показало, что размещение элементов Д.И. Менделеевым в периодической системе совершенно правильное и соответствует строению атомов.

В настоящее время открыто 114 элементов. Есть ли границы периодической системы? Наука отвечает: не может быть резко очерченных границ – ни начала, ни конца периодической системы. Так, в 1953 г. был открыт позитроний (Ps), масса которого почти в 1000 раз меньше атома водорода. Он открывает менделеевскую систему элементов.

Позитроний можно представить в виде электрона и позитрона. Позитрон – частица, по массе близкая к электрону, но имеющая положительный заряд. Позитроний (Ps) – движущиеся вокруг общего центра тяжести электрон и позитрон. Позитроний состоит из электронно-позитронной оболочки и не имеет ядра, он имеет короткое время жизни: около 10^-7 – 10^-10 сек. и исчезает с испусканием фотонов. Позитроний открывает периодическую систему элементов, он является сильным восстановителем и может участвовать в химических реакциях, как восстановитель. Например он восстанавливает ионы: Fe³⁺ до Fe²⁺

Ps+Fe³⁺ Fe²⁺ + ℮⁺

Открытие позитрония поставило вопрос о существовании совершенно иного материального мира, построенного из антиатомов. Действительно, позитроний находится на границе между атомами – состоящими из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, и антиатомами – системами из отрицательно заряженных ядер и положительно заряженных позитронов:

Антиатомы существуют, некоторые из них (антиатомы водорода, гелия) изучены экспериментально. Поэтому нельзя говорить о начале периодической системы, т.к. таблица относительно позитрония может повторить в мире антиатомов структуру периодической системы Д.И. Менделеева.

Происходит развитие системы химических элементов в области тяжелых элементов: уже открыт 114 элемент. Возможно возникнут новые закономерности, дополняющие (но не нарушающие) закон Д.И. Менделеева.

Естественный конец периодической системы определяется порядковым номером элемента, для которого среднее время жизни атомного ядра становится меньше 1*10^-15сек. Для элементов с порядковыми номерами 108-114 это время около 1*10^-12сек. Развитие теории атомных ядер позволило считать, что при больших порядковых номерах могут существовать так называемые «острова стабильности», т.е. отдельные атомы с большим временем жизни.

Выражением периодического закона является периодическая система химических элементов. Периодическая система – графическое изображение периодического закона. В 1869 г. Менделеев дал набросок таблицы – длинную форму, а затем 1870 г. он предложил короткую форму. В современный вариант короткой формы внесены некоторые существенные изменения (благородные газы перенесены из нулевой группы в восьмую группу). В настоящее время известно несколько сот вариантов периодической системы элементов (более 400) и все они в своей основе содержат предложенный Менделеевым принцип построения.

Периодическая система состоит из 7 периодов и 8 групп.

Период – горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра атомов, начинающиеся с типичного металла(щелочного), проходящего через амфотерный элемент и заканчивающийся неметаллом(благородные газы). Номер периода показывает число энергетических уровней. Периоды бывают малые и большие.

номер периода число элементов диада (n)

І 2 -сверхмалый І Число

І І 8 -малый І І элементов в

І І І 8 -малый І І периоде

І V 18 -большой І І І вычисляется по

V 18 -большой І І І формуле 2n²

V І 32 -большой ІV (n-номер диады)

V І І неоконченный

Исходя из определения периода можно сделать вывод об изменениях свойств элементов: слева на право свойства элементов изменяются от металлических через амфотерные к неметаллическим. А отсюда свойства их соединений изменяются от основных через амфотерные к кислотным.

Например период

Na, Mg, Al Si, P, S, Cl, Ar

^{металлы амфотерный неметаллы}

металличность уменьшается

 

Такая закономерность имеется и в больших периодах, но металличность уменьшается значительно медленнее.

Группа – вертикальный ряд элементов, расположенных по мере увеличения заряда ядра атомов, и имеющих одинаковую электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня, т.е. имеют одинаковое число электронов на внешних подоболочках. Отсюда элементы одной группы имеют одинаковую высшую положительную степень окисления (высшую валентность), равную номеру группы.

Группы
І	І І	І І І	ІV	V	V І	V І І	V І І І
R2O Na2O	RO MgO	RO2 Al2O3	RO2 CO2	R2O5 N2O5	RO3 SO3	R2O7 Cl2O7	RO4 OsO4

 

Исключения: у фтора степень окисления – 1( F^-1); Cu, Ag, Au проявляют степень окисления +1, +2, +3; элементы VIII группы не дают соединений со степенью окисления +8 (только Os, Ru, Xe дают соединения со степенью окисления+8: OsO₄, RuO_4, XeO₄).

 

Группа – понятие широкое. В одну группу входят элементы с разными химическими свойствами. По химическим свойствам элементы группы делят на подгруппы: главные (А) и побочные(В).

 

Главные подгруппы (А) начинаются во II периоде (элементами Li, Be, B, C, N, O, F) и благородные газы. Побочные подгруппы (В) начинаются во ІV периоде, а также сюда входят лантаноиды и актиноиды. Изменение химических свойств в главных (А) подгруппах следующее: сверху вниз по группе свойства элементов изменяются от неметаллических через амфотерные к металлическим, а свойства их соединений от основных через амфотерные к кислотным. Например: ІV подгруппа А:

Если в подгруппе А все элементы металлы, то эта закономерность остаётся, т.е. металличность сверху вниз усиливается. Например І группа (подгруппа А): ₁₉K более металличен, чем ₃Li, а ₅₅Cs металличнее ₁₉K.

Чтобы учесть изменение химических свойств элементов по периоду и группе нужно периодическую систему разделить диагональю от H до At, и отметить изменение металличности по периоду и по группе.

Как видно из схемы, в левом нижнемуглурасполагаются металлы (самый металлич. Fe),а в правом верхнем – неметаллы(самый неметаллический F).

Амфотерные элементы занимают промежуточное положение между металлами и неметаллами_.

Главные вопросы, которые возникли после открытия периодического закона:

1. Причины периодического изменения химических свойств элементов.

2. Причины деления групп на подгруппы.

3. Причины большого сходства лантаноидов и актиноидов.

4. Причина трёх исключений в несоответствии величины атомной массы и положения элемента в периодической системе.

На эти вопросы ученые получили ответ после изучения строения атома.

 

Тема: Строение атома. Ядерные превращения

 

План:

1. Экспериментальные доказательства сложности структуры атома.

2. Планетарная модель атома по Резерфорду.

3. Закон Мозли, его практическое применение.

4. Состав атомных ядер. Протонно-нейтронная теория состава ядра. Изотопы, изобары, изотоны.

5. Радиоактивные элементы и типы радиоактивного распада.

Долгое время в науке господствовало мнение, что атомы неделимы, т. е. не содержат более простых составных частей.

Однако в конце XІX и начале XX века появились экспериментальные доказательства сложности структуры атома.

а) Выделение из атомов отрицательно заряженных частиц – катодных лучей. Открытие принадлежит Круксу (1879 г.) В 1897 г. Дж. Томсон (Англия) вычислил массу и скорость этих частиц: масса равна 9,11∙10^-28г., а скорость ~ ½ (света). Ф. Малликен определил заряд этих частиц, который равен 1,6∙10^-19 . Кл. Стонней впоследствии дал название отрицательно заряженным частицам – электрон.

б) Фотоэффект (открытый Столетовым) – явление, когда при освещении металлов с их поверхности испускаются электроны (используются в фотоэлементах)

в) Термоэлектронная эмиссия – испускание металлом электронов при нагревании.

г) Рентгеновские лучи – электромагнитное излучение, испускаемое веществами при сильном воздействии на них катодных лучей. Открытый в 1895 г. Рентгеном.

Таким образом было ясно, что электрон входит в состав атома.

д) Открытие радиоактивности.

В 1896 г. Анри Беккерель открыл невидимое излучение урана, которое засвечивает фотопленку, без освещения руды, т.е. он открыл радиоактивность у урана.

Продолжая работу Беккереля, супруги Пьер и Мария Кюри в 1898 г. открыли самопроизвольное излучение у Ra, Po и Th.

Явление самопроизвольного лучеиспускания было названо радиоактивностью, а вещества способные к лучеиспусканию – радиоактивными. Пьер и Мария Кюри открыли явление естественной радиоактивности.

Естественной радиоактивностью называется процесс самопроизвольного распада ядер природных тяжелых элементов, сопровождающийся выделением лучей высокой проникающей способности и излучением энергии. Оказалось, впоследствии, что все элементы после висмута (₈₃Bi) радиоактивные.

В 1934 г. второе поколение Кюри – Ирен и Фредерик Жолио Кюри открыли искусственную радиоактивность для тех изотопов, которые не встречаются в природе, но могут быть получены в результате ядерных процессов: ₁₃²⁷Al + ₂⁴He ₁₅³⁰P+ ₀¹n; ₁₅³⁰P ₁₄³⁰Si+℮⁺(позитрон).

Радиоактивное излучение изучалось Пьером и Марией Кюри, а также Резерфордом. Ими было установлено, что радиоактивное излучение неоднородно. В электрическом и магнитном поле оно распадается на 3 пучка: α, β, γпучки. Э. Резерфорд открыл αиβлучи, а γлучи открыл П. Виллар.

Характеристика лучей:

α лучи отклоняются в электрическом поле к (-) полюсу, значит частицы имеют положительный заряд+2 и массу 4 у.е. (₊₂⁴α). Этоядра атома ₂⁴Не. Они обладают большой ионизирующей способностью, но малой проникающей, т.к. имеют большую массу. Скорость~20км/сек., длина пробега 3 - 11см.

β лучиотклоняются в электрическом поле к (+) полюсу, значит это поток отрицательно заряженных частиц – электронов. У них малая ионизирующая способность, но большая проникающая способность, т.к. малая масса. Скорость близка к скорости света(~300000 км/сек.)

γ лучине отклоняются ни в электрическом ни в магнитном поле, т.е. не имеют знака заряда. По природе это электромагнитное излучение с очень маленькой длинной волны (λ = 0,0005 – 0,04 нм.) Эти лучи обладают большой проникающей способностью, т.к. они обладают малой массой. Это жесткие лучи. Обладая большой проникающей способностью, проникают через материалы живой и неживой природы. В живых клетках они вызывают (вторгаясь в оболочки атомов) как деструктирующие (разрушающие) так и структурирующие (сшивающие) процессы. Так из 39 природных радиоактивных элементов 4 элемента имеют α,β, γлучи; 21 элемент α,γлучи; 14 элементов β, γ лучи.

Все вышеперечисленные открытия подтверждают, что атомы химических элементов имеют сложное строение и сложный состав.

Радиоактивное излучение – ядерный процесс, чтоб его понять надо изучить строение атомов и состав ядра атома.

Модель атома. Опыты показали, что наиболее легко удаляемой ча представляет собой положительный заряд, в котором вкраплены колеблющиеся электроны. Эта модель не имела экспериментального подтверждения.

Для проверки гипотезы Д. Томсона и более точного определения строения атома Э. Резерфорд провёл серию опытов по рассеиванию α - частиц тонкими металлическими пластинками – фольгой. Основываясь на данные опыта, он предложил ядерную или планетарную модель атома, уподобляющую его солнечной системе. Согласно модели: 1) в центре атома находится положительно заряженное ядро, в котором сосредоточена почти вся масса атома. Ядро занимает небольшой объём внутриатомного пространства (r_атома~10^-10м; r_ядра~10^-15 – 10^-14м; т.е. r_атома> r_ядра в 10⁵ – 10⁴ раз). Положительно заряженные частицы ядра он назвал – протоны(₊₁¹p).

2) вокруг ядра движутся электроны, число которых определяется зарядом ядра. Атом электронейтрален.

3) сила электрического притяжения между ядром и электронами уравновешивается центробежной силой вращения электронов, так что электроны удерживается на своих орбитах. Атом – система устойчивая. Но у этой модели были недостатки:

1. Модель не объясняла устойчивость атома. Электрон, вращаясь вокруг положительно заряженного ядра, должен излучать электромагнитную энергию в виде световых волн. Но излучая свет, электрон теряет свою энергию и приближается к ядру. Исчерпав всю свою энергию, он должен «упасть» на ядро и атом прекратит существование. Излучая энергию электрон «упадёт» на ядро через сек. Это противоречит реальным свойствам атома, т.к. атом – система устойчивая.

2. Модель не объясняет линейчатость спектра атомов. При непрерывном излучении энергии спектр излучения атома должен быть сплошным, а в действительности он линейчатый.

Таким образом, теория Резерфорда не объясняла ни устойчивости атома, ни линейчатость спектра. Дальнейшие исследования Нильса Бора объяснили эти факты.

Опыты по рассеиванию α частиц дали возможность Резерфорду не только обнаружить ядро в атоме, но и определить его заряд. Он определял заряд ядер атомов металлов, из которых была сделана фольга (Cu, Ag, Pb) Им были получены заряды ядер: Pb – 77,4; Cu – 29,3; Ag – 46,3. Заряд ядра совпадал с порядковым номером элемента в периодической системе. Необходимо было установить физический смысл порядкового номера (Z).

В 1913 г. Г. Мозли, работая в лаборатории Резерфорда изучал рентгеновские спектры некоторых элементов(изучил спектры 37 элементов). Он установил простую связь между длинами волн определённых линий рентгеновского спектра элемента и его порядковым номером. Оказалось, что длина волны равномерно уменьшается с увеличением порядкового номера элемента. Он сформулировал закон Мозли: Корень квадратный из величины обратной длине волны или из частоты колебаний определённой линии характеристического рентгеновского спектра элемента, есть линейная функция заряда ядра, или что тоже самое порядкового номера элемента.

= =а(Z-b),

где Z – порядковый номер, а, b – const.

После открытия Мозли был выяснен физический смысл порядкового номера элемента: порядковый номер является важнейшей константой элемента, выражающий положительный заряд ядра атома элемента, а поскольку атом электронейтрален, то указывающий и на число электронов в атоме.

Это открытие дало новое обоснование расположению элементов в периодической системе: место элемента определяется зарядом атомного ядра (это объясняет положение элементов с большей атомной массой, впереди элементов с меньшей атомной массой: теллур и йод, аргон и калий, кобальт и никель). Итак, заряд атомного ядра является более важной характеристикой, чем атомная масса. Например: заряд ядра атома теллура – 52, а атома йода -53; поэтому теллур, несмотря на большую атомную массу, должен стоять до йода. От заряда ядра атома зависят свойства элемента и его положение в периодической системе. Отсюда появилась современная формулировка периодического закона:Свойства элементов и образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов, который совпадает с порядковым номером элемента.

Состав атомных ядер.

В том же 1932 г. появилась протонно-нейтронная теория состава ядра атомов:… Вместе протоны и нейтроны называются – нуклоны (ядерные частицы)

Н 1 2Д 1 3Т 1735Cl 1737Cl

Р 1 1 1 +11p 17 17

N 0 1 2 01n 18 20

примечание: тритий – искусственный изотоп.

Как видно, изотопы отличаются по числу нейтронов. Дробные значения атомных масс в таблице Менделеева объясняются наличием изотопов у элементов, т.е. атомные массы элементов занесены в периодическую систему – это среднее арифметическое значение из атомных масс всех изотопов данного элемента с учетом распространения изотопов в природе. Так для изотопов хлора (распространение ³⁵Cl – 75,53%, ³⁷Cl – 24,47%) среднее арифметическое значение атомной массы рассчитывается:

35∙0,7553+37∙0,2447=35,453 а.е.м. Это значение и заносится в таблицу.

Изобары – разновидность атомов различных элементов, имеющих различное зарядовое число, но одинаковую атомную массу. (Z+N=const)

₁₉⁴⁰K ₁₈⁴⁰ArИзобары отличаются как по числу

₊₁¹p 19 18протонов, так и по числунейтронов,

₀¹n 21 22 одинаковая только их сумма.

Изотоны – атомы различных элементов, имеющие одинаковое число нейтронов (N const).

Возможно превращение атомных ядер, это явление возникает при ядерных реакциях. Ядерные реакции происходят с радиоактивными элементами.

Ядерными называются реакции (самопроизвольно возникающие или искусственно вызванные), при которых исходное атомное ядро претерпевает более или менее глубокие превращения, в результате которых образуются новые ядра или изменяется состояние ядра.

Ядерные реакции проходят самопроизвольно, если исходное ядро неустойчивое.

Ядра бывают протонно-дефицитные или нейтронно-дефицитные. Так, протонно-дефицитные ядра стабилизируются путем перехода , а нейтронно-дефицитные стабилизируются путем перехода

(позитрон).

Радиоактивность, проявляемая природными радиоактивными изотопами называется естественной радиоактивностью. Естественную радиоактивность изучали Содди и Фаянс (1913 г.). Они сформулировали правило сдвига или закон смещения при радиоактивном распаде.

К основным видам радиоактивности относятся α-распад, β-распад, электронный захват и спонтанное деление.

1) α-распад. Ядра элементов с Z=84 (₈₄Ро) и далее неустойчивые и стабилизируются путем выделения 4 нуклонов: 2 протонов и 2 нейтронов, т.е. выделяется ₂⁴ α частица, состоящая из 2¹₁р и 2₀¹n. Выделение ₂⁴ α частицы приводит к смещению дочернего (образовавшегося элемента) на две клетки левее (к началу периодической системы) от радиоактивного исходного элемента, т. к. заряд исходного элемента уменьшается на 2 единицы.

²²⁶₈₈Ra (-,)²²²₈₆Rn

2) β^- распад (электронный распад) проходит в протонно-дефицитных ядрах, где стабилизация ядра идет путем перехода нейтрона в протон:

¹₀n¹₁р+ē, поскольку в этом случае выделявшийся электрон вылетает изядра, то положительный заряд ядра увеличивается на единицу. Дочерний элемент смещается на клетку вправо (к концу периодической системы).

²²⁸₈₉Ac(-, ℮^-) ²²⁸₉₀Th. Дочерний элемент является изобаром по отношению к исходному радиоактивному элементу.

3) β⁺ распад (позитронный распад) проходящий в нейтронно-дефи-цитных ядрах. Стабилизация ядра происходит путём перехода протона в нейтрон:

₁¹р ₀¹n+℮⁺. Возникший позитрон вылетает за пределы ядра, а заряд ядра уменьшается на единицу. Дочернее ядро смещается на одну клетку влево (к началу периодической системы) Дочерний элемент является изобаром по отношению к исходному радиоактивному элементу.

4) Е захват (электронный захват). К уменьшению заряда ядра на единицу при сохранении массового числа атома приводит захват ядром одного электронов с близлежащей к ядру электронной оболочки (чаще всего К-слоя).

Взаимодействие этого электрона с одним из содержащихся в ядре протонов приводит к образованию нейтрона:

P +ē → 10n 13156Ba (ē,-) 13155Cs 4823V (ē,-) 4822Ti

Смещение дочернего элемента влево (на клетку левее), как и при β+ распаде. 5)Спонтанное деление – самопроизвольный распад ядер тяжелых элементов на два и… 23592U → 38Sr + 54Xe; 23592U → 9236Kr + 14156Ba + 210n

Cвойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов и определяются периодически повторяющимися однотипными электронными конфигурациями их атомов.

В порядке заполнения электронных орбиталей имеются отступления- «провал» или «проскок» электронов: электроны с последней подоболочки (s) проваливается на нижележащую подоболочку (d).

«Провалы» электронов наблюдаются для многих элементов. Они оправданы энергетически, то есть подчиняются принципу наименьшей энергии, и находят экспериментальное подтверждение при изучении тонкой структуры спектров.

«Провал» электронов имеется у атомов: Ag, Au, Cu, Mo,Cr, Nb, Ru, Rh, Pd и др. Например, ₂₉Сu , происходит заполнение подоболочки d полностью, что оказывается энергетически выгодным, а атом меди приобретает устойчивую электронную конфигурацию.

Можно записать электронную формулу не только атома, но и иона, учитывая при этом отданные или принятые электроны атомом.

Например:

Тема: Периодическое изменение свойств химических элементов

План: 1. Периодическое изменение физических свойств элементов 2. Периодическое изменение химических свойств элементов

Тема: Химическая связь и строение молекул

План: 1. Понятие о химической связи. Основные типы химической связи. 2. Количественная характеристика химической связи.

Ионная связь

При образовании ионной связи атомы стремятся отдать или приобрести столько электронов, чтобы строение их внешней электронной оболочки было… Как видно, у Naи Clна наружном уровне 8-электронная конфигурация, т.е. такое состояние этих ионов устойчивое.

Металлическая связь

МеМе+ n Между положительно заряженными ионами металла и нелокализованными электронами… Все свойства металлов обусловлены этим видом связи. Так наличие электронов, которые могут свободно перемещаться по…

Тема: Межмолекулярное взаимодействие

1. Водородная связь, её свойства, значение в природе. 2. Силы Ван- дер- Вальса.- универсальное межмолекулярное взаимодействие… Все межмолекулярные взаимодействия (ММВ) можно разделить на две группы: специфические и универсальные, при этом…

Тема: Основные закономерности протекания

Химических процессов

План: 1. Закон сохранения массы вещества и энергии, как две составные части закона… 2. Внутренняя энергия системы. Энтальпия.

Тема Направленность химических реакций

План: 1. Факторы, определяющие направление протекания химических процессов.… 2. Энергия Гиббса и направленность химических реакций.

Тема: Скорость химических реакций и химическое равновесие. Равновесие в гетерогенных системах

План 1.Особенности химических реакций 2.Скорость химических реакций в гомогенных и гетерогенных системах. Факторы, влияющие на скорость реакций.

Зависимость скорости химической реакции

От природы реагирующих веществ

Природа реагирующих веществ сказывается на их реакционной способности через природу реакционных центров многоатомных молекул. Поэтому необходимо… По числу взаимодействующих в элементарном акте молекул определяют… Поэтому рассмотрим изменение потенциальной энергии реагирующих частиц в наиболее распространенной – бимолекулярной…

Разность энергий активации прямой и обратной реакции равна

Тепловому эффекту реакции

В этом переходном состоянии связь между атомами водорода ослаблена и зарождаются новые связи – между атомами водорода и йода. Поскольку реакционные… С учетом различных типов связей в молекулах исходных веществ, следует сделать обобщенный вывод: для осуществления…

Влияние концентрации

В общем виде этот закон записывается следующим образом: где v – скорость реакции;

Влияние температуры на скорость реакции

Отношение констант скорости при температуре Т +10°С и Т° называется температурным коэффициентом Вант-Гоффа: Для многих реакций γ лежит в пределах 2-4. Математически зависимость скорости от температуры выражается так:

Влияние катализатора на скорость реакции

Бывают катализаторы, как ускоряющие протекание реакции, так и замедляющие ее. В случае увеличения скорости – катализ положительный, в случае… Каталитические процессы очень распространены в природе, а в промышленности:… В большинстве случаев действие катализатора объясняется тем, что он снижает энергию активации реакции, т.к. реакция…

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ, ЕГО ПРИЗНАКИ

Химические реакции, которые идут в одном направлении, называются необратимыми. При этом взятые вещества целиком превращаются в продукты реакции. Например: ВаС12 + Na2SO4 → ↓BaSO4+ 2NaCl. Химические реакции, которые при одних и тех же условиях могут проходить как в прямом, так и в обратном направлении –…

Влияние изменения концентраций веществ

На смещение химического равновесия

Если эта система находится в равновесии и в нее добавить метана (СН4) т.е. увеличить его концентрацию, то равновесие системы нарушится. При этом… А если в систему ввести дополнительное количество СО2, то в соответствии с… Таким образом, при увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесии, равновесие смещается в…

Влияние изменения давления на смещение химического равновесия

Исходя из этого, вывод о влиянии давления на химическое равновесие можно сформулировать так: при увеличении давления путем сжатия системы равновесие… Например: Рассмотрим влияние давления на смещение равновесия в системе: 2NO(г)… Не изменяя температуру, увеличим давление в системе путем сжатия в 2 раза. Подсчитав число газообразных молекул: 3 и 2…

Влияние изменения температуры на смещение

Химического равновесия

Знак теплового эффекта реакции определяется по значению энтальпии реакции. Например: N2(г) + 3Н2(г) 2NH3(г) ΔН = -92,4кДж Термохимическое уравнение имеет вид:

Равновесие в гетерогенных системах

Мы рассмотрели химическое равновесие в гомогенной системе. Однако многие химические реакции протекают на границе раздела фаз, поэтому необходимо знать закономерности химического равновесия в гетерогенных системах (фазовое и другие виды равновесий в гетерогенных условиях).

Условия химического равновесия в гетерогенных химических реакциях.

Например: пароводяная конверсия углерода С(к) + 2Н2О(г) СО2(г) + 2Н2(г) или термическое разложение известняка:

Энергетические эффекты при фазовых переходах.

Фазовые равновесия.

Из повседневного опыта мы знаем, что для того чтобы перевести вещество из твердого состояния в жидкое, а затем и в газообразное (напр., лед → жидкая вода → водяной пар) к системе необходимо подвести теплоту. Вещества обладают наибольшим запасом внутренней энергии в газовой фазе, наименьшим – в твердой, т.е. переходы из одного агрегатного состояния в другое (фазовые переходы) должны сопровождаться тепловыми эффектами.

Схема перехода между различными агрегатными состояниями вещества

Процессы плавления, испарения и сублимации являются эндотермическими (+ΔН), а обратные процессы кристаллизации, конденсации, десублимации являются экзотермическими (-ΔН). В соответствии с первым законом термохимии, каждые два противоположно направленных фазовых перехода между двумя агрегатными состояниями имеют равные по абсолютной величине и противоположные по знаку тепловые эффекты. Поэтому в справочной литературе приводятся тепловые эффекты только одного из таких переходов, т.к. второй переход имеет тот же тепловой эффект с противоположным знаком.

Фазовым равновесием называется равновесие процесса перехода вещества из одной фазы в другую без изменения химического состава:

К их числу можно отнести равновесия в процессах испарения, плавления, конденсации и т.п. Фазовые равновесия в системе лед вода:

Н₂О(к) Н₂О(ж) характеризуется равенством скоростей плавления льда и кристаллизации воды.

Условие фазового равновесия. Фазовое равновесие является динамически равновесным, т. е. скорость прямого процесса равна скорости обратного процесса. Как и для химического равновесия, условием фазового равновесия является равенство энергии Гиббса нулю (ΔG = 0).

Для фазового равновесия соблюдается принцип Ле-Шателье. Поэтому можно предсказать направление фазовых переходов. Так при повышении температуры равновесие сдвигается в сторону эндотермического процесса, т.е. плавления и испарения. А с увеличением давления равновесие смещается в сторону процессов, при которых газ или пар превращается в жидкое или твердое состояние.

Правило фаз. Фаза – часть системы, однородная во всех ее точках по химическому составу и свойствам и отделенная от других фаз системы поверхностью раздела. Если в состав системы входят вещества или частицы, способные к химическому взаимодействию, то эти системы являются химическими системами.

Выбор параметров, влияющий на равновесие данной гетерогенной системы, в условиях равновесия (химического и фазового), определяются правилом фаз, полученным Дж. Гиббсом и независимо от него Д.П. Коноваловым (поэтому правило фаз называют правилом фаз Гиббса – Коновалова): С + Ф = К + n,

где С – число степеней свободы;

Ф – число фаз;

К – число компонентов;

n – число внешних условий, влияющих на равновесие.

Внешними факторами, влияющими на равновесие системы, чаще всего бывает температура и давление.

Тогда n = 2 и уравнение имеет вид

С + Ф = К+2 (1)

Число компонентов (К) – химически однородная составная часть системы, а если в системе проходит химическая реакция, то число компонентов (независимых) равно числу частиц всех фаз данной системы.

Например: система из углерода, оксида углерода и диоксида углерода состоит из трех компонентов, но независимых компонентов – два, а третий компонент можно определить по реакции: С + СО₂ 2СО.

Число степеней свободы (С) – называется число внешних условий, которые можно изменить в определенных пределах без изменения числа и вида фаз.

С = К + 2 – Ф (2)

По числу степеней свободы системы делят на инвариантные (С = 0), моновариантные (С = 1), бивариантные (С = 2) и поливариантные (С > 0). Для однокомпонентной системы правило фаз имеет вид

С=3-Ф К=1

С=3-1=2

Если Ф = 1, то однородная система бивариантная.

Если система двухфазная:

Ф = 2 С = 3-Ф = 3-2=1, т. е. система моновариантная;

Трехфазная система не имеет степеней свободы:

Ф = 3 С = 3 - 3 = 0, т. е. инвариантная.

Если построить фазовую диаграмму воды, то имеется точка, в которой вода находится в трех фазах, так называемая тройная точка. В этой точке для воды С = 0 (инвариантность), что соответствует давлению 610 Па и температуре 273, 15°К.

Диаграмма состояния воды в области невысоких давлений

 

Раздел: Электрохимия

 

Тема: Электрохимические процессы

План: 1. Принцип работы гальванического элемента (ХИТ). 2. Электродные потенциалы ,рад напряжений металлов.

Понятие об электродном потенциале.

При погружении металла в раствор начинается сложное взаимодействие с… Металл становится заряженным отрицательно, а раствор - положительно. На границе «металл – раствор» возникает двойной…

Топливные элементы

В топливных элементах используются жидкие или газообразные восстановители (водород, метанол, гидразин, углеводороды) и окислители (обычно чистый… Рассмотрим работу кислородно-водородной системы с щелочным электролитом. В… В качестве электродов служат мелкопористые металлические или угольные пластины и катализаторы (платиновые металлы). На…

Аккумуляторы

При зарядке аккумулятор работает как электролизер, при разрядке – как гальванический элемент. Аккумуляторы различаются между собой химической… Свинцовый аккумулятор.Готовый к применению свинцовый аккумулятор состоит из… РЬО + H2S04 ® PbS04 + Н20.

РАЗДЕЛ: ЭЛЕКТРОХИМИЯ

 

Тема: Электролиз

 

План:

1. Основные понятие и особенности электролиза.

2. Отдельные примеры электролиза растворов и расплавов солей.

3. Применение электролиза.

4. Закон Фарадея. Решение задач.

1. Совокупность окислительно-восстановительных процессов, протекающих на электродах при прохождении постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита, называется электролизом.

Ячейка для электролиза, называемая электролизером, состоит из двух электродов и электролита.

Электрод, на котором идет реакция восстановления (катод), у электролизера подключен к отрицательному полюсу внешнего источника тока. Электрод, на котором идет реакция окисления (анод), подключен к положительному полюсу внешнего источника тока.

Процессы, происходящие у анода, зависят как от вещества, из которого сделан анод, так и от электролита.

Аноды, применяемые при электролизе, могут быть растворимыми и инертными. В качестве инертных анодов применяются золото и платиновые металлы, а также графит. При рассмотрении электролиза водных растворов нужно учитывать, что кроме ионов электролита, во всяком водном растворе имеются еще ионы являющиеся продуктом диссоциации воды (Н⁺, ОН^-).

Таким образом, у катода могут разряжаться как катионы электролита, так и катионы водорода. А у анода происходит разряд как анионов электролита, так и гидроксид - ионов.

Из нескольких возможных процессов – будет протекать тот, осуществление которого сопряжено с минимальной затратой энергии. Это означает, что на катоде будет восстанавливаться ионы, имеющие наибольший электродный потенциал, а на аноде будет окисляться ионы с наименьшим электродным потенциалом.

Последовательность электродных потенциалов на катоде происходит в порядке от больших потенциалов к меньшим ( табл. « Ряд напряжений металлов»).

При этом возможны три случая:

1. Катионы металлов, имеющих малую величину стандартного потенциала (от Li по Al), не восстанавливаются на катоде, а вместо них восстанавливается водород воды: 2Н₂О + 2ē → Н₂ + 2ОН^- . Металлы могут быть получены электролизом расплавов их солей, в которых ион Н⁺ отсутствует.

2. Катионы металлов, потенциалы которых мало отличаются от потенциала водорода (от Mn²⁺ до Н⁺), при электролизе восстанавливаются одновременно с восстановлением Н⁺ воды.

Необходимо учесть, что при рН=7 φ 2Н⁺/Н₂ понижается до -0,41В, что дает возможность многим катионам металла восстанавливаться на катоде.

3. Катионы металлов, потенциал которых > φ 2Н⁺/Н₂ (это Cu²⁺, Ag⁺, Hg²⁺, Au³⁺ и платиновые металлы) при электролизе практически полностью восстанавливаются на катоде.

При рассмотрении анодных процессов следует учесть, что на аноде окисляется ионы с наименьшим потенциалом.

1) При электролизе водных растворов солей бескислородной кислоты у анода окисляются анионы (Cl^-, I^-, Br^-, S^2-) до свободного состояния.

2) При электролизе водных растворов солей кислородсодержащих кислот, а также фторидов, происходит окисление воды с выделением кислорода. 2Н₂О - 4ē → О₂ + 4Н⁺. В зависимости от рН среды этот процесс протекает по разному: в щелочной среде 4ОН^- - 4ē → О₂ + 2Н₂О

3) В случае растворимого анода материал анода в ходе электролиза может окисляться. Это происходит в том случае, если потенциал металлического анода имеет более отрицательное значение, чем потенциал ионов ОН^- или других веществ, присутствующих в растворе.

Если потенциал металлов или другого проводника первого рода, используемого в качестве анода, имеет более положительное значение, чем ОН^- или другие анионы, то протекает электролиз с инертным анодам (Au, Pt, графит).

Рассмотрим несколько случаев электролиза водных растворов:

1. Электролиз растворов CuCl₂ с инертным анодом.

Медь в ряду стандартных потенциалов после водорода (φ Cu⁺/Cu²⁺ = 0,34B), поэтому у катода будет разряжаться ионы Cu²⁺ и выделяется свободная медь.

У анода будет разряжаться хлорид - ионы.

 

Схема электролиза:

Катод(-) Cu²⁺ + 2ē → Cu °

Анод(+) 2Cl^- - 2ē → Cl₂

_____________________

Cu²⁺ + 2Cl^- → Cu + Cl₂

Установлено, что электролиз проходит только при некоторой определенной величине электрического напряжения. Минимальное напряжение, необходимое для разложение электролита, называемое потенциалом разложения , вычисляется теоретическим путем вычитания из электродного потенциала анода электродного потенциала катода (Е разл(теор.)). В данном случае (φ Cu⁺/Cu²⁺ = 0,34B, φ Cl₂/2Cl^- = 1,36B),

Е разл. = 1,36-0,34 = 1,02В.

2. Электролиз раствора К₂SO₄ c инертным анодам.

Поскольку калий имеет очень малую величину электродного потенциала (φ К/К⁺ =-2,9В), то у катода будет происходить выделение водорода и накопление ОН^-. У анода будет идти выделение кислорода и накопление Н⁺ .

В целом раствор во всех частях будет электронейтральным, однако в катодном пространстве будет накапливаться щелочь, а в анодном – кислота.

Схема электролиза:

K₂SO₄ 2К⁺ + SO^2-₄ ; Н₂О Н⁺ + ОН^-

 

К⁺ ,Н⁺ К(-) 2Н₂О + 2ē → Н₂ + 2ОН^- 2 КОН

SO^2-₄ ,ОН^- А(+) 2Н₂О -4ē → О₂ + 4Н⁺ 1 H₂SO₄

_____________________________________

4Н₂О + 2Н₂О → 2Н₂ +О₂ + 4ОН^- + 4Н⁺

Как видно из записи схемы электролиза раствора K₂SO₄ , происходит электролиз воды, а количество растворенной соли останется неизменным, ее роль сведется лишь к созданию электропроводящий среды.

3. Электролиз раствора NiSO₄ c растворимым анодам из никеля.

Стандартный потенциал никеля (φ Ni/Ni²⁺ = -0,25B) несколько больше, чем у водорода в нейтральной среде (рН=7), где он равен -0,41В. Расчет потенциала водорода в нейтральной среде проводят по уравнению:

φ = -0,059 ∙ 7=-0,41В

Поэтому при электролизе нейтрального раствора NiSO₄ на катоде в основном происходит разряд ионов Ni²⁺ и выделение металла. На аноде происходит противоположенный процесс- окисление металла, т.к. потенциал никеля намного меньше потенциала окисления воды, а тем более потенциала окисления иона SO₄^2-(φ Ni/Ni²⁺ = -0,25B; φ SO₄^2-/ S₂O₈^2- = 2,01B, φН₂О/О₂ = 1,22В). Таким образом, в данном случае электролиз сводится к растворению металла анода и выделению его на катоде (перенос материала анода на катод).

Схема электролиза:

NiSO₄ Ni²⁺+ SO₄^2- ; Н₂О Н⁺ + ОН^-

 

Ni²⁺,Н⁺ К(-) Ni²⁺+ 2ē → Ni^°

SO^2-₄ ,ОН^- А(+) Ni^° -2ē → Ni²⁺

_________________________

Ni²⁺+ Ni → Ni+ Ni²⁺

Этот процесс применяется для очистки никеля (так называемое электролитическое рафинирование).

3. Электролиз раствора NiSO₄ c растворимым анодам из никеля.

Стандартный потенциал никеля (φ Ni/Ni²⁺ = -0,25B) несколько больше, чем у водорода в нейтральной среде (рН=7), где он равен -0,41В. Расчет потенциала водорода в нейтральной среде проводят по уравнению:

φ = -0,059 ∙ 7=-0,41В

Поэтому при электролизе нейтрального раствора NiSO₄ на катоде в основном происходит разряд ионов Ni²⁺ и выделение металла. На аноде происходит противоположенный процесс- окисление металла, т.к. потенциал никеля намного меньше потенциала окисления воды, а тем более потенциала окисления иона SO₄^2-(φ Ni/Ni²⁺ = -0,25B; φ SO₄^2-/ S₂O₈^2- = 2,01B, φН₂О/О₂ = 1,22В). Таким образом, в данном случае электролиз сводится к растворению металла анода и выделению его на катоде (перенос материала анода на катод).

Схема электролиза:

NiSO₄ Ni²⁺+ SO₄^2- ; Н₂О Н⁺ + ОН^-

 

Ni²⁺,Н⁺ К(-) Ni²⁺+ 2ē → Ni^°

SO^2-₄ ,ОН^- А(+) Ni^° -2ē → Ni²⁺

_________________________

Ni²⁺+ Ni → Ni+ Ni²⁺

Этот процесс применяется для очистки никеля (так называемое электролитическое рафинирование).

4. Электролиз раствора NaCl с ин, можно сделать вывод: очень активные металлы (Li, Na, K, Ba, Mg, Sr, Ca) можно получить только электролизом расплавов их солей.

Как показали исследования, довольно часто электролиз (разряд ионов) начинается при напряжении, значительно превышающем теоретически вычисленное.

Например, согласно теоретическому подсчету, электролиз 1м раствора NaOH должен проходить при напряжении 1,22В. Практически же он проходит при 1,67В. Разность между потенциалом разложения, фактически необходимого для протекания электролиза, и теоретического найденного, носит название перенапряжения. Рассчитаем для нашего примера:

Е перен =Е разл (опр) – Е разл (теор) = 1,67 – 1,22 = 0,45В.

Перенапряжение вызывает непроизводительный добавочный расход энергии, поэтому на практике стараются создать такие условия, при каторых величина перенапряжения становится минимальной (применяет по возможности невысокие плотности тока).

Применение электролиза:

Важнейшее применение электролиз находит в металлургической, химической промышленности и в гальванотехнике.

В химической промышленности методом электролиза получают различные продукты: фтор, хлор, едкий натр, водород, многие окислители, некоторые органические вещества (например – анилин из нитробензола).

К наиболее крупномасштабному электрохимическому процессу в химической промышленности относятся электролиз раствора NaCl с получением газообразного хлора на аноде, водорода на катоде и раствора щелочи в катодном пространстве.

В металлургической промышленности электролизом расплавленных соединений и водных растворов получают металлы (Cu, Bi, Sn, Sb ,Pb, Ni, Cd, Zn), а так же производят электрохимическое рафинирование – очистку металлов(Cu, Ag, Au, Pb, Sn и др.) от вредных примесей и извлечение ценных компонентов

Анодом при рафинировании служит очищаемый металл. На аноде растворяется основной металл и примеси, потенциал которых отрицательнее потенциала основного металла. Примеси, имеющие более положительный потенциал, не растворяется и выпадают из анода в виде шлама. На катоде в первую очередь выделяется металл, имеющий наиболее положительный потенциал.

Например: потенциалы Cu, Ag, Au, Pв, Sn положительнее, чем потенциалы других металлов (примесей), то каждый из этих металлов в первую очередь выделяется на катоде, а примеси остаются в растворе.

При малой концентрации примесей их потенциалы в соответствии с уравнением Нернста сдвигаются в сторону отрицательных значений, что способствует преимущественному выделению на катоде основного метала. Электролизом расплавов получают металлы, имеющие очень отрицательные электродные потенциалы.

К гальванотехнике относятся гальваностегия и гальванопластика. Процесс гальваностегии представляет собой нанесение путем электролиза на поверхность металлических изделий слоев других металлов для предохранения этих изделий от коррозии, для придания их поверхности твердости, а также в декоративных целях. Важнейшими гальванотехническими процессами являются оцинковывание, хромирование, кадмирование, никелирование, меднение и др.

Гальванопластикойназываются процессы получения точных металлических копий с рельефных предметов электроосаждением металла. Путем гальванопластинки изготовляют матрицы для прессования различных изделий, матрицы для тиснения кожи и бумаги, печатные радиотехнические схемы, типографские клише.

К гальванотехнике относится также другие виды электрохимической обработки поверхности металлов: электрополирование стали, оксидирование алюминия, магния. Последнее представляет собой анодную обработку металла, в ходе которой определенным образом изменяется структура оксидной пленки на его поверхности. Это приводит к повышению коррозионной стойкости металла. Кроме того, металл приобретает при этом красивый внешний вид.

С количественной стороны процесс электролиза изучен в 30-х годах ХIХ века выдающимся английским физиком М.Фарадеем, который в результате своих исследований установил следующие законы электролиза:

Первый закон. Масса вещества, образовавшегося или растворившегося при электролизе, пропорциональна количеству электричества, прошедшего через электролит, и не зависит от других факторов:

m_(г)= k ∙Q

где k – электрохимический эквивалент;

Q – количество электричества; Кл.

m – масса вещества (г).

Второй закон. Равные количества электричества выделяют при электролизе на электродах эквивалентные массы различных веществ.

Для выделения на электроде одного эквивалента вещества необходимо затратить 96487 Кл. (это число Фарадея).

Отсюда ;

где m_э – масса эквивалента, г/моль.

Из этих двух законов математическое выражение закона Фарадея будет:

Q = I ∙ t ; ; ;

где I – сила тока (А);

t – продолжительность электролиза (сек.)

Одним из показателей эффективности использования электроэнергии в процессах электролиза являются выход по току, равный отношению теоретически необходимого количества электричества (по закону Фарадея) к практически затраченному при получении продукта, которое соответствует отношению массы (m_пр) полученного вещества к теоретически возможному (m_теор), т.е.

;

Примеры решения задач по закону Фарадея.

№ 1. Определите массу цинка, которая выделяется на катоде при электролизе ZnSO₄ в течение 1 часа при силе тока 26,8А, если выход цинка по току равен 50%.

Решение: согласно закона Фарадея ;

Дано: Определим теоретическую массу цинка:

I = 26,8А = = 32,69г/моль

t = 1ч где А – атомная масса, г/моль; В – валентность металла;

η=50% m_(теор) =

m_(пр) - ? m_(пр) =

№2. Какая масса КОН образовалась у катода при электролизе раствора K₂SO₄, если на аноде выделилось 11,2 кислорода (н.у)?

Дано:	Запишем электролиз раствора K2SO4
V(O2)=11.2 л (н.у.)	K+, H+	K(-) 2H2O+ 2ē→H2+2OH-		KOH
Найти:	SO2-4, OH-	A(+) 2H2O-4ē→O2 + 4H+		H2SO4
m(KOH) - ?
	4H2O + 2H2O → 2H2 + 4OH- + O2 + 4H+

 

Решение: Находим объем моля эквивалента кислорода (н.у)

Находим число молей кислорода, выделившегося на аноде:

 

На катоде столько же эквивалентов образуется КОН, т.е. 2 моль. Из формулы:

m_(КОН) = ν ∙ М = 2 ∙ 56 = 112г.

М – молярная масса (г/моль) М_(КОН) = 56 г/моль.

 

Тема: Химия металлов и электротехнические материалы

 

План:

1. Металлическое состояние вещества.

2. Физические и химические свойства металлов.

3. Способы получения металлов.

4. Зонная теория внутреннего строения металлов.

5. Электрохимические материалы: проводники, полупроводники, диэлектрики.

Как известно из практики, в качестве конструкционных и электротехнических материалов в народном хозяйстве применяются металлы, их сплавы,полимеры и изготовленные на их основе пластмассы. Поскольку металлические материалы используется очень широко, необходимо рассмотреть физические и химические свойства металлов.

Из известных в настоящее время 114 элементов 4/5 относятся к металлам, остальные – к неметаллам. Но такое деление условно.

Оказывается, что одно и тоже вещество может иметь металлические и неметаллические свойства. Например, олово белое имеет металлические свойства, а олово серое – имеет неметаллические свойства. Потому под словами металл и неметалл следует понимать не вещество, а состояние (металлическое и неметаллическое). Для металлического состояния характерны следующие физические свойства (существенно отличные от неметаллических):

1) блеск и непрозрачность;

2) электро- и теплопроводность;

3) пластичность (способность прокатываться, вытягиваться в проволоку);

4) термоэлектронная эмиссия (способность испускать электроны при нагревании).

Металлы при обычной температуре находятся в твердом состоянии (кроме Hg), а для истинно твердого состояния характерно кристаллическое строение. В узлах кристаллических решеток металлов расположены атомы металла, находящиеся в равновесии с положительно заряженными ионами металла и свободными электронами.

где m – общее число атомов металла, k – количество ионов металла.

Металлическое состояние характеризуется особым типом связи – металлической. Она образуется между атомами металлов за счет перекрывания наружных электронных орбиталей. От ковалентной неполярной связи она отличается тем, что в кристаллах металлического типа электроны не закреплены за атомами, а переходят в так называемое состояние проводимости, т.е. электроны наружных орбиталей принадлежат всем атомам данного кристалла. Особенности кристаллических решеток металлического типа обусловливают характерные физические и химические свойства металлов.

Физические свойства металлов.

Все характерные свойства металлов обусловлены типом химической связи (металлической) и строением кристаллической решетки. Так, высокие значения… Температуры кипения и плавления металлов изменяются периодически: в начале… Из механических свойств следует отметить: плотность, пластичность, твердость.

Химические свойства металлов

Характерным химическим свойством металлов является их восстановительная способность. Они вступают в реакцию как с простыми веществами – неметаллами, так и со сложными веществами – водой, кислотой, щелочами и другими веществами.

Взаимодействие металлов с кислотами

Действие хлороводородной кислоты на металлы

Металл взаимодействует с хлороводородной кислотой, если энергия его ионизации меньше энергии ионизации водорода, а таковыми являются активные металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода. При растворении в хлороводородной кислоте активных металлов образуется соль этого металла (хлорид) и выделяется водород. В этом случае в качестве окислителя выступает ион водорода (Н⁺) кислоты, который оттягивает электрон от атома восстановителя (металла).

Можно рассчитать ЭДС этой реакции.

ЭДС = Е_{окис-ля} – Е_вос-ля = 0 – (-0,76) = 0,76 В.

Потенциалы находятся в ряду напряжений металлов.

Действие серной кислоты на металлы

1 2 Fe0 - 2ē → Fe+2 процесс окисления Fe0 - восстановитель 1 2 2H+ + 2ē → H20 процесс восстановления Н+ - окислитель

Действие азотной кислоты на металлы

Особенность действия азотной кислоты на металлы заключается в том, что она окисляет металлы без выделения водорода даже из разбавленного раствора… Разберем некоторые примеры взаимодействия азотной кислоты с металлами. При взаимодействии концентрированной азотной кислоты с неактивными металлами выделяется NO2:

Действие щелочей на металлы

Таким образом, реакция идет в две стадии: Способы получения металлов

Fe2O3 + 2Al → Al2O + 2Fe + Q

Реакция идет с выделением тепла (экзотермичная), значит, может проходить самопроизвольно. Термитную смесь применяют для сварки рельсов. Для этого смесь засыпают в… Гидрометаллургия.Металлы извлекают из руд с помощью водных растворов различных реагентов (кислот, щелочей, или солей).…

Зонная теория внутреннего строения металлов.

Электропроводимость объясняется двумя теориями металлического состояния.

I. Теория электронного газа.

Основные положения теории:

1. В узлах кристаллической решетки находится ионы, образующие плотную упаковку и окруженные электронами: Ag Ag⁺ + ē

2. Электроны в металле не закреплены за отдельными атомами, а свободно перемещаются по всему объему металла, образуя «электронный газ».

3. Все электроны «электронного газа» являются переносчиками тепла и электричества.

II. Зонная теория кристаллов.

Например: В кристалле натрия разность энергий двух соседних орбиталей равна 10-28 кДж. Таким образом, образуется почти сплошная энергетическая… Выводы:

Электротехнические материалы.

По электрическим свойствам материалы делятся на проводники, диэлектрики, полупроводники и сверхпроводники. Они отличаются друг от друга по механизму проводимости, по величине удельного сопротивления и другими свойствами.

Зонная структура металла (проводника).

Совокупность уровней занятых валентными электронами называются валентной зонной. Уровни, оставшиеся незаполненными, составляют зону проводимости в металлах. Эти зоны в металле перекрываются. Электроны с валентной зоны, под действием приложенной разности напряжений переходят в зону проводимости и обуславливает электропроводимость металла.

Например, у натрия перекрываются 3s и 3р орбитали (3s¹ – валентная зона, занята на 1/2 валентными электронами, 3р – зона проводимости пустая).

Зонная структура диэлектрика (изоляторы).

В отличие от металлов кристаллы неметаллов обычно не обладают электропроводностью. Они представляют собой диэлектрики (изоляторы). В этих кристаллах между энергетическими зонами – валентной и зоной проводимости возникает область запрещенных энергий, называемая запрещеннойзоной с энергетическим промежутком ∆Е > 4эВ. Энергия электрического поля или теплового движения оказывается недостаточной для преодоления этого энергетического промежутка и электрон не переходит из валентной зоны в зону проводимости, т.е. электроны не могут свободно передвигаться по кристаллу и служить переносчиками электрического тока.

Например, ∆Е_алмаза = 5,4эВ, ∆Е_кварца = 5,2эВ.

Зонная структура полупроводника.

Если ширина запрещенной зоны относительно невелика (в приделах 0,1 – 4эВ), то при сообщении твердому телу определенного количества энергии (тепло, освещение, облучение, усиление тока), часть его электронов может перейти из полностью заполненной валентной зоны в зону проводимости и принять участие в переносе тока. Такие вещества называются полупроводниками. Например, у собственных полупроводников Ge ∆Е= 0,75эВ, Si ∆Е = 1,21эВ (собственные полупроводники – проводимость обусловлена ионизацией атомов чистого вещества). Особенность собственных полупроводников состоит в том, что при переходе части электронов в зону проводимости в валентной зоне проявляется эквивалентная количество положительных ионов или «дырок», которые так же участвуют в переносе тока. То есть проводимость в полупроводниках может осуществляться как электронами зоны проводимости (n- проводимость), так и «дырками» валентной зоны (р - проводимость). Электроны движутся в зоне проводимости, как это происходит в металле, а «дырки» движутся в валентной зоне (от + к -) в направлении противоположном движению электронов, т.е. собственные полупроводники имеют электронно-дырочную проводимость.

 

 

Схема расположения энергетических зон в проводнике, полупроводнике, изоляторе.

а – зона проводимости;

б – валентная зона.

Наряду с собственными полупроводниками большое значение имеют также полупроводники примесного типа. В них основное количество переносчиков тока – электронов или дырок – поставляют введенные в собственные полупроводники специальные добавки (примеси), энергетические уровни которых располагаются между валентной зоной и зоной проводимости полупроводника.

В примесных полупроводниках путем соответствующего подбора добавок можно искусственно создать электронный или дырчатый механизм проводимости. В соответствии с этим добавки подразделяются на две категории: электронно-донорные и электронно-акцепторные.

Полупроводники с донорной примесью обладают электронной n – проводимостью, т.к. примеси дают электроны в зону проводимости (примеси – доноры электронов). Например, добавка к Ge…….4s²4p² (IVгр) атомов Р, As, Sb (из V группы) с электронной конфигурацией наружного уровня ….. s² p³ (имеет на наружном уровне на один электрон больше) будет является донором электронов. Так из пяти электронов наружного уровня – четыре электрона идут на связь с соседними атомами в кристаллической решетке Ge, а пятый электрон становится как бы лишнем, т.к. оказывается вне сферы действия ковалентных связей. Достаточно лишь незначительная затрата энергии (порядка 0,01эВ), чтоб этот электрон перешел из валентной зоны в зону проводимости.

Акцепторные примеси сообщают полупроводнику дырочную проводимость. Например, к тому же Ge…4s²4p² (полупроводник) добавляют атомы элементов III группы Al, Ga, Zn с электронной наружной конфигурацией ….. s² p¹ , т.е на наружном уровне на один электрон меньше. Примеси на наружном уровне имеют три валентные электрона и входя в состав кристаллической решетки Ge, атомы этих примесей стремятся захватить недостающий ему четвертый электрон у соседнего атома Ge , у которого возникает на этом месте «дырка» (электрон переходит на уровни зоны примесей), т.е. полупроводник имеет р - проводимость.

Изизложенногоможносделатьвывод: донорными являются все примеси, атомы которых содержат больше валентных электронов, чем атомы основного вещества, а акцепторными – это примеси, атомы которых содержат меньше валентных электронов, чем атомы основного вещества.

Чтоб представить себе размер добавок, необходимых для изготовления полупроводника приведем пример: если на 100 млн. атомов Ge ввести 1 атом As, то Ge приобретет характер n- проводника. Введение такого же количества атомов В переводит Ge в полупроводник р- типа, в весовых соотношениях это составляет: на 700m Ge – 1г В (бора).

Сверхпроводники.

Материалы, у которых электрическое сопротивление при некоторой критической температуре резко падает практически до нуля становятся сверхпроводниками при данной температуре.

Впервые сверхпроводимость открыта в 1911г. Камерлинг – Оннесом у ртути. Критическая температура перехода ее в сверхпроводящее состояние (Тс) равна 4,2 K⁰. Такой температуры можно добиться при использовании жидкого гелия, кипение которого также равна 4,2 K⁰. Однако это очень низкая температура, ее достижение связано с большими энергетическими и экономическими затратами. Это так называемое низкотемпературная сверхпроводимость.

Сверхпроводимость обнаружена у 30 элементов и около тысячи сплавов.

Из простых веществ самую высокую критичную температуру перехода в сверхпроводящее состояние имеет ниобий (Тс = 9,17 K⁰). Сплавы ниобия Nb– Tl – Zr (Тс = 9,7 K⁰) нашли применение для обмоток мощных генераторов, магнитов больших мощностей для поездов на магнитной подушке, туннельных диодов и др.

Более высокое значение Тс имеют сплавы Nb₃ Ge (23 K⁰) и оксидная система (керамика) состава La – Ba – Cu – O (35 K⁰). Такие температуры могут быть достигнуты в среде жидкоговодорода, температура кипения которого 20,3 K⁰. Это область среднетемпературной сверхпроводимости.

Если же вещество переходит в сверхпроводящие состояние выше температуры кипенияазота, то такие сверхпроводники называются высокотемпературнымсверхпроводниками. При температуре жидкого азота такие свойства проявляют вещества следующего состава: Bi – Ca – Sr – Cu – O (Тс = 110К), Hg – Ba – Ca – Cu – O (Тс = 135 K⁰) и др. Ведутся поиски новых систем, которые могли бы находится в сверхпроводящим состоянии при температуре кипения СО₂ (194,7 K⁰), относящиеся к горячим сверхпроводникам. Однако механизм высокотемпературной сверхпроводимости пока не выяснен.

 

 

Библиографический список

 

1. Глинка Н.Л. Общая химия. – М., 2002.

2. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – М., 2004.

3. Кульман А.Г. Общая химия. – М., 1979.

4. Коровин Н.В. Общая химия. – М., 2004.

5. Князев Д.А. Смарыгин С.Н. Неорганическая химия. – М., 1990.

6. Лучинский Г.П. Курс химии. – М., 1985.

7. Лабораторный практикум по общей химии./ Под. ред. А.А. Тапёровой. – М., 1978.

8. Николаев Л.А. Неорганическая химия. – М., 1982.

9. Нифантьев Э.Е. Прикладная химия. – М., 2003.

10.Платонов Ф.П., Дейкова З.Е. Практикум по неорганической химии. – М., 1985.

11.Рабинович О.М. Сборник задач по технической термодинамике. – М., 1973.

12.Хомченко И.Г. Общая химия. Сборник задач и упражнений. – М., 1999.