Св-ва растворов электролитов. Осмотическое давление, осмос. Давление насыщ. пара, диффузия.

Законы Рауля. По закону Рауля относительное понижение давления пара растворителя над раствором =мольной доли вещ-а.Давление пара растворителя над раствором зависит от природы растворителя, молярной доли растворенного вещества,но не зависит от природы растворенного вещества. Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения: температура кипения раствора содержащего нелетучее растворенное вещество всегда выше чем чистого растворителя.Температура замершего раствора содержащего нелетучее растворенное вещество всегда ниже,чем чистого растворителя. Осмотическоедавление:диффузией называют стремление вещ-а равномерно распределяться по всему объему раствора,что приводит к выравниванию концентраций.Разделим раствор и растворитель пленкой через которую проходят молекулы растворителя,но не проходят молекулы растворенного вещества.Процесс односторонней диффузии растворителя через полупроницаемую мембрану назыв. Осмосом.Осмотическимназыв.то давление которое необходимо приложить к раствору чтобы прекратить осмос.Осмотическое давление не зависит от природы растворенное вещества и раствора.По закону Вангофа осмотическое давление зависит от концентрации и давления. Росм.=С*R*T,где Т-температура,С-молярная концентрация,R-молярная масса. Росм.=(m/M*V)*RT

 

28. Металлы. Нахождение в природе. Основные руды. Металлы-это эл-ты, атомы кот.имеют мало электронов на внеш.энерг.ур.(1-3).К Ме относят:s,d,f-эл-ты и некоторые р. Al,Sn,Pb,Bi-р эл-ты.Неактив-ыеМенаход. в природе в свободном самородном сост. (Au,Ir,Pt,режеAg,Cu).Щелочн./щелочно земельные Менаход.в природе в виде солей: хлориды:NaCl,KCl,MgCl₂ и CaCO₃,BaSO₄. Ме средней активности наход.в виде оксидов/ сульфидов:Al₂O₃,Fe₃O₄,PbS,HgS,FeS₂. Способы получения Ме:1)пирометаллургия- это процесс восстановления оксидов в безводных условиях при высоких t с помощью угля С(СО), Н₂ и др.активныхМе.

2)гидрометаллургия-способ извлечения Ме и помощью водных р-ров.

3)электрометаллургия-получ.Ме с помощ. Электролиза расплава солей.Пол-ют щелоч./щелоч.зем.Ме и Mg,Al. Руды: легких цветных металлов, тяжелых цветных металлов, малых металлов, редких металлов. Многие металлы широко распространены в природе. Так, содержание некоторых металлов в земной коре следующее:алюминия — 8,2% железа — 4,1% кальция — 4,1% натрия — 2,3% магния — 2,3% калия - 2,1 %

титана — 0,56%.

 

29. Способы получения металлов из руд Металлы получают из руд, т.е. исходного сырья, в котором содержится экономически приемлемое количество металла. По мере истощения руд уменьшается экономически приемлемое содержание в них металла и повышается его стоимость.

Предварительно руда обрабатывается для увеличения концентрации металла путем отделения пустой породы и разделения остатка на различные фракции. Последующие операции заключаются в получении соединения металла, из которого удобно выделить металл тем или иным способом. Так как большинство металлов в природе находится в окисленном состоянии, то извлечение их основано на восстановлении из тех или иных соединений в растворах при невысокой температуре) или расплавах (при повышенных

тепературах).Восстановление проводят химическими или электрохимическими способами. Химическое восстановление заключается во взаимодействии соединений металлов с углем, водородом или металлами-восстановителями. Например, при взаимодействии оксидов же-еза со специально обработанным углем (коксом) образуется чугун. J помощью водорода получают вольфрам, молибден, кобальт и ругие металлы, например, по реакции:

WO3 + ЗН2 = W + ЗН2О. Все методы очистки металлов можно разделить на химические

физико-химические. Химические методы очистки заключаются во взаимодействии металлов с теми или иными реагентами, образующими с основными металлами или примесями осадки или газообразные продукты. Из-за контакта металла с реагентами и материалами аппаратуры не удается достичь высокой степени чистоты металла.Физико-химические методы включают в себя электрохимические, дистилляционные, кристаллизационные и др.

 

30. Физическиесв-ва металлов. Для металлов наиболее характерны следующие свойства: металлический блеск, твердость, пластичность, ковкость и хорошая проводимость тепла и электричества.

Для всех металлов характерна металлическая кристаллическая решетка: в ее узлах находятся положительно заряженные ионы, а между ними свободно перемещаются электроны. Наличие последних объясняет высокую электропроводность и теплопроводность, а также способность поддаваться механической обработке. Теплопроводность и электропроводность уменьшается в ряду металлов: АgСuАuАlМgZnFе РЬ Hg.Все металлы делятся на две большие группы:

Черные металлы.Типичным представителем черных металлов является железо. Цветные металлы

Типичным представителем цветных металлов является медь. В зависимости от своей плотности металлы делятся на: Легкие (плотность не более 5 г/см)

К легким металлам относятся: литий, натрий, калий, магний, кальций, цезий, алюминий, барий.

Самый легкий металл — литий 1л, плотность 0.534 г/см3.

Тяжелые (плотность больше 5 г/см3).

К тяжелым металлам относятся: цинк, медь, железо, олово, свинец, серебро, золото, ртуть и др.

Самый тяжелый металл — осмий, плотность 22,5 г/см3.

Металлы различаются по своей твердости:

— мягкие: режутся даже ножом (натрий, калий, индий);

— твердые: металлы сравниваются по твердости с алмазом, твердость которого равна 10. Хром — самый твердый металл, режет стекло.

В зависимости от температуры плавления металлы условно делятся на:

1. Легкоплавкие (температура плавления до 1539°С).

2. Тугоплавкие (температура плавления выше 1539 С).

 

31. Механизм возникновения потенциала на границе металл – рас-р. Уравнение Нереста. Если погрузить пластинку активного Ме в воду, то начинается взаимод.ионовМе с полярными молекулами воды,ориентированнымиу поверхности Ме.В рез-те взаимод.происх.окислениеМе и его гидратированные ионы переходят в р-р,оставляя в Ме электроны, заряд кот.не скомпенсирован полож.заряженнымиионами,оставшимеся в Ме:Ме становится заряженным отриц.,а р-р-«+». «+» заряженные ионы из р-рапритягива- ются к «-«заряж.поверхностиМе.На границе Металл-раствор возник.двойнойэлектр.слой.МеждуМе и р-ром возник.разность потенциалов-электродный потенциал.На величину электродного потенциала φ влияют: природа Ме,активность ионов Ме,t.Эта зависимость выражается ур.Нериста. φ=φ⁰+RT/nF∙Ina, φ-электр.пот-л Ме,В; φ⁰- стандартный электр.пот. при активности иона Ме=1моль/л,В;R-универс-я газ-вая постоянная=8,316 Дж/(К∙моль);Т-темп,К; n-заряд иона Ме;F-постоянная Фарадея= 96487Кл;а-активность ионов Ме в р-ре,моль/л.Еслиt=25⁰С,то φ=φ⁰+0,059/n∙lga

Методом эксперементальногоопред.разности потенциалов(∆φ)в сист.Металл-раствор не сущ.Но можно опред.относительнуювеличину.Для этого нужно составить гальванический элемент из исследуемого Ме и электрода сравнения и измерить ЭДС такого эл-та.Элект- рода сравнения исп.водородный электрод, потенциал кот.=0.

 

32. Водородный электрод. Стандартные электродные потенциалы металлов. водоро́дныйэлектро́д — электрод, использующийся в качестве электрода сравнения при различных электрохимических измерениях и в гальванических элементах. Водородный электрод (ВЭ) представляет собой пластинку или проволоку из металла, хорошо поглощающего газообразный водород (обычно используют платину или палладий), насыщенную водородом (при атмосферном давлении) и погруженную в водный раствор, содержащий ионы водорода. Потенциал пластины зависитот концентрации ионов Н+ в растворе.Отсюда же видно и то, чтопотенциалводородногоэлектрода 2Н+/Н2 в

чистойводе с рН=7 равен –0,413 В.Электрохимический ряд напряжений металлов

(стандартные электродные потенциалы в водных растворах

при 298К)

Металл jo, ВLi+ / Li -3,045 K+ / K -2,924 Ba2+ / Ba -2,905 Ca2+ / Ca -2,864 Na+ / Na -2,771 Mg2+ / Mg -2,370 Al3+ / Al -1,700 Ti3+ / Ti -1,208Mn2+ / Mn -1,192 Cr2+ / Cr -0,852 Zn2+ / Zn -0,763

 

33. Ряд стандартных электродных потенциалов металлов, вывод из него.Стандартные электродные потенциалы увеличиваются в ряду: Li< K <Rb<Cs<Ba<Ca<Na<Mg<Al<Mn<Cr<Zn<Fe<Cd<Co<Ni<Sn<Pb< H2 <Cu<Ag<Hg<Pt<Au. Располагая металлы в ряд по мере возрастания их стандартных электродных потенциалов (φoМеn+/Me), получаем так называемый ряд стандартных электродных потенциалов. Положение металла в ряду стандартных электродных потенциалов характеризует его восстановительную способность, а также окислительные свойства его ионов в водных растворах. Чем меньше значение φoМеn+/Me, тем больше восстановительная способность металла и тем меньше окислительная способность его ионов.

Выводы по ряду стандартных электродных потенциалов:1. Каждый металл способен вытеснить из растворов солей те металлы, которые стоят после него в ряду стандартных электродных потенциалов, т.е. имеют большую алгебраическую величину стандартного потенциала.

2. Водород может быть вытеснен из разбавленного раствора H2SO4 и HCl теми металлами, которые имеют стандартные потенциалы со знаком «минус».

 

34. Гальванические элементы Вольта, Даниэля- Якоби, концентрационные. Расчеты ЭДС Гальванического элемента. Даниэля-Якоби – медно-цинковый гальванический элемент. Состоит из Си и Znэлектродов.которые погружены в растворы CuSO4 и ZnSO4 соотв.ZnSO4=Zn²⁺+SO4^2-,CuSO4=Cu²⁺+SO4^2-,A(-)Zn⁰-2e=Zn²⁺,K(+) Cu²⁺+2e=Cu⁰

Вольта - первичный элемент, у к-рогоположит.электрод - медная пластина, отрицат. - цинковая, электролит - р-р хлорида натрия или серной к-ты.(H2SO4=2H⁺+SO4^2-,A(-)Zn⁰-2e=Zn²⁺,K(+) 2H⁺2e=H2.

Концентрационный - электроды и электролит - одинаковой природы. Напряжение в гальваническом элементе возникает за счет разности концентраций электролитов в обеих полуэлементах.

Принцип действия гальванического элемента основан на взаимодействии двух металлов через электролит, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока.Максимальная разность потенциалов электро-дов, которая может быть получена при работе гальванического элемента, называется электродвижущей силой (ЭДС) элемента. Она равна разности равновесных потенциалов катода и анода элемента.

 

 

35.Химическиесв-ва металлов: взаим с водой, солями, щелочами, неметаллами. Металлы являются сильными восстановителями,взаимодействуют с различными окислителями.

1. вода.Металлы, стоящие в электрохимическом ряду стандартных электродных потенциалов до магния, являются активными и легко вытесняют водород из воды.

Металлы от магния по железо включительно (имеющие стандартный электродный потенциал меньше -0,42 В) являются менее активными и с водой могут взаимодействовать при условии разрушения на их поверхности защитных пленок.

2. кислоты.Металлы стоящие в ряду активности до водорода способны вытеснять водород из разбавленныз кислот, анионы которых не проявляют окислительные свойства.

3. щелочи.В щелочах растворяются металлы оксиды и гидроксиды которых амфотерны(AL,Zn,Sn,Be,Pb)

4. соли.Каждый металл в ряду активности вытесняет все последующие за ним металлы из водных растворов их солей.

36. Взаимод-е металлов с разб. и конц. серной кис-ой С основными окисидами и гидроксидами и разбавленная и концентрированная серная кислота дает соль и воду

H2SO4 + CuO => CuSO4 + H2O

H2SO4 + 2NaOH =>Na2SO4 + 2H2OВзаимодействие серной кислоты с металлами проходит различно в зависимости от её концентрации. Разбавленная серная кислота окисляет своим ионом водорода. Из-за этого она взаимодействует только с теми металлами, которые стоят в ряду напряжений до водорода, например:Zn + H2SO4 => ZnSO4 + H2. Но свинец не растворяется в разбавленной кислоте, поскольку образующаяся соль PbSO4 нерастворима. Концентрированная серная кислота является окислителем за счёт S(6+). Она окисляет металлы, стоящие в ряду напряжений до серебра включительно. Продукты её восстановления могут быть различными в зависимости от активности металла и от условий (концентрация кислоты, температура). При взаимодействии с малоактивными металлами, например, с медью, кислота восстанавливается до SO2: Cu + 2H2SO4 =>CuSO4 + SO2 + 2H2O.При взаимодействии с более активными металлами продуктами восстановления могут быть как SO2, так и свободная сера и сероводород. Так, при взаимодействии с цинком, в зависимости от условий, могут протекать реакции: Zn + 2H2SO4 => ZnSO4 + SO2 + 2H2O. Серная кислота образует два ряда солей - средние,сульфаты (Na2SO4) и кислые, гидросульфаты (NaHSО4).

Нерастворимые соли - PbSO4, CaSO4, BaSO4 и др.; все кислые соли хорошо растворимы в воде.

 

37.Взаимод-е металлов с разб. и конц. с азотной кис-ой. Me + HNO3 -> MeNO3 + H2O + X

X: NH4NO3, N2, N2O, NO, NOувеличение концентрации азотной кислоты

тут больше уже зависит не от концентрации,а от металла

1) Meталл в ряду активности до цинка (включительно), могут протекать все 5 реакций (т.е. с разбавленной образуется NH4NO3, чуток поконцентрированне N2, при увеличении конц N2O и т.д., а с самой конц. NO2

2) Meталл:Fe,Cr,Ni в качестве Х уже только N2O, NO, NO2

3) металл от олова до серебра: если кислота разбавленная, то Х- NO, если конц., то Х- NO2

примечание: сильно концентрированная азотная кислота пассивирует (не реагирует) некоторые металлы: алюминий,железо.

38. коррозия металлов. Химическая и электролитическая коррозия. Виды коррозий. Корро́зия (от лат. corrosio — разъедание) — это самопроизвольное разрушение металлов в результате химического или физико-химического взаимодействия с окружающей средой.

По типу агрессивных сред, в которых протекает процесс разрушения, коррозия может быть следующих видов: газовая коррозия(т.е в сухих газах и парах без конденсации влаги на поверхности металла обычно при высокой температуре);атмосферная коррозия(в атмосфере любого влажного газа при обычных температурах,при этом поверхность металла покрывается пленкой влагисодержащая растворимый кислород);коррозия в неэлектролитах(т.е в агрессивных жидкостях в таких как нефть,бензин и т.д.); коррозия в электролитах(это окисление металла в присутсвииэлектролита.Сопровождается возникновением гальвонической пары т.е электрического тока.);подземная коррозия;биокоррозия;коррозия под воздействием блуждающих токов(такие токи возникают в грунте при функционировании зазаемленных электронных установок);при неравномерной аэрации(наблюдается тогда,когда доступ кислорода к отдельным частям не одинаков);в водных растворах кислот,солей,щелочей,морской воды..

По условиям протекания коррозионного процесса различаются следующие виды: контактная коррозия; коррозия при неполном погружении;коррозия при полном погружении; коррозия при переменном погружении;коррозия при трении;коррозия под напряжением.По характеру разрушения:сплошная коррозия, охватывающая всю поверхность;локальная (местная) коррозия, охватывающая отдельные участки.Коррозия в зависимости от характера окружающей среды может быть химической и электрохимической.

Электрохимическая коррозия имеет место в водных растворах, а так же в обыкновенной атмосфере, где имеется влага. Химическая коррозия может происходить за счет взаимодействия металла с газовой средой при отсутствии влаги. Продуктом коррозии являются оксиды металла. Образуется пленка на поверхности металла толщиной в 1…2 периода кристаллической решетки. Этот слой изолирует металл от кислорода и препятствует дальнейшему окислению, защищает от электрохимической коррозии в воде. При создании коррозионно-стойких сплавов – сплав должен иметь повышенное значение электрохимического потенциала и быть по возможности однофазным.