Logo GenDocs.ru

Поиск по сайту:  


Загрузка...

Лекции - Основные этапы развития химии - файл 1.doc


Лекции - Основные этапы развития химии
скачать (368.5 kb.)

Доступные файлы (1):

1.doc369kb.29.11.2011 06:43скачать

содержание
Загрузка...

1.doc

1   2   3
Реклама MarketGid:
Загрузка...
Уравнения окислительно-восстановительных реакций.

Химические реакции можно подразделить на реакции разложения, реакции замещения, реакции обмена и реакции соединения.

CaCO3=CaO+CO2↑; CuSO4+Fe=FeSO4+Cu;

AgNO3+NaCl=NaNO3+AgCl; C+O2=CO2.

Однако, существуют и другая классификация. В этом случае все реакции делятся на процессы, при которых происходит изменение степени окисления участвующих в них веществ и при которых таких изменений не происходит. 1 из этих типов называется реакцией окисления – восстановления. Под степенью окисления понимают формальный электрический заряд, который элемент приобретает в соединении, если считать, что электроны полностью перемещаются к более электроотрицательным частицам. На практике степень окисления электролита определяются по следующим правилам:

  1. Соединение в целом электронейтрально;

  2. В случае простых веществ степень окисления атомов равна 0;

  3. Щелочные металлы в своих соединениях имеют степень окисления +1, а щелочно-земляные +2;

  4. Н имеет степень окисления +1, за исключением соединений с металлами;

  5. О имеет степень окисления -2, за исключением пероксидов – степень окисления -1; и соединения со F, где степень окисления +2.

Для того, чтобы записать уравнение окислительно-восстановительной реакции, необходимо определить окислитель (и восстановитель), т.е. электролит, который принимает электроны в ходе химической реакции, и восстановитель электролит, который их теряет. В простейшем случае, например:

1H2+1Cl2

h γ

2H+1Cl-1

H20-2ē→2H+




2

2

1



Cl0+2ē→2Cl-




2

1

Определить коэффициенты не сложно.

Существует и более сложные случаи, поэтому, чтобы правильно расставить коэффициенты, нужно выполнить следующие операции:

  1. Определить степень окисления для исходных веществ.

  2. Определить степень окисления для продуктов реакции.

  3. Выяснить, какое из веществ является восстановителем, какое окислителем.

  4. Составить электронный баланс для количества отданных и принятых электронов.

  5. Учесть расход веществ на побочные продукты.

  6. Расставить коэффициенты.

  7. Проверить правильность расстановки.

Mn+4O2-2+4H+1Cl-1(k)



Mn+2Cl2-1+Cl20+2H2O

Окис.

Mn+4+2ē → Mn+2




2

2

1

Вост.

2Cl- -2ē →2Cl20




2

1

Окислителями и восстановителями могут быть как простые, так и сложные вещества. Наиболее известные окислители – простые вещества – это О2 и галогены.

Восстановители – простые вещества – Н2 и металлы.

Окислители – сложные вещества – HNO3, KMnO4, K2Cr2O7, существует ряд веществ, которые могут быть как окислителями, так и восстановителями.

Например: Fe0+S0→Fe+2(восст.)S-2(окисл.); S0+O20→S+4(восст.)O2-2(окисл.)

Из сложных веществ наиболее типичным примером проявления двойственных окислительно-восстановительных свойств считают пероксид водорода (Н2+1О2-1). В зависимости от условий в которых протекает реакция, Н2О2 может либо переходить в кислород, либо обратно в Н2О.

5H2O2+1+2KMnO4+3H2SO4→K2SO4+2MnSO4+8H2O+5O20

В этом случае мы подействовали сильным окислителем KMnO4, и поэтому пероксид водорода проявляет восстановительные свойства. Если же реакцию проводить восстановлением, например с KI, то в результате у нас образуется вода, О2 – является окислителем.

H2O2-1+KI+H2SO4→I2+K2SO4+2H2O

Продукты реакции окисления вещества во многих случаях могут меняться в зависимости от условий, в которых протекает тот или иной процесс. Так, например, KMnO4 в зависимости от рН среды образует самые разные продукты восстановления:

KMnO4

H+

Mn2+

H2O→

Mn4+

OH-

Mn6+

^ В кислотной:

2KMnO4+10FeSO4+8H2SO4→2Mn SO4+5 Fe2(SO4)2+K2SO4+8H2O

В нейтральной:

8KMnO4+3NH3→3KNO3+8Mn+4O2+5KOH+2H2O

В щелочной среде ( в присутствии КОН):

KMnO4+КОН+Na2SO3K2Mn+6O4+Na2SO4+H2O

Окислительно-восстановительные реакции можно поделить на 3 группы:

  1. Реакции межмолекулярного окисления – восстановления H2+Cl2→2HCl;

  2. Реакции внутримолекулярного окисления – восстановления 2KClO3→2KCl+3O2;

  3. Реакции диспропорциионированния, в этом случае один и тот же электролит является и окислителем и восстановителем Cl20+H2O→HCl-1+HCl+1O.



  1. Электродные потенциалы.


  1. Направление ОВ - реакций.

^ Направление реакции окисления – восстановления.

Рассмотрим гетерогенную систему, которая состоит из металлической пластинки, опущенной в раствор соли Ме.

Т.к. абсолютно растворимых веществ не бывает, ионы цинка будут переходить в раствор с поверхности пластинки, а из раствора переходит на поверхность пластинки. При некоторых условиях между этими двумя процессами наступит равновесие.

Цинк в данном случае будет отдавать ē и переходит: Zn-2ē=Zn2+; Cu2++2ē=Cu0. Сосуды соединяют мостиком.

У нас существует разность потенциалов между Zn и медными ē. Потенциал каждого измерить не возможно. Поэтому используют стандартный ē, относительно которого измеряют остальные потенциальные силы, принимая потенциал стандартного ē за 0. В качестве стандарта используют водородный ē. Водородные ē – пластинка из платинированной платины, погруженная в раствор кислоты с активностью ионов водорода =1, а через раствор пропускают поток газообразного водорода под давлением 101,3 кПа. Водород абсорбируется на пластине и в результате наступает равновесие:

2H++2ē=H2

H2|p+H-||Zn2+|Zn

E = E Zn2+/Zn – E p+H+/H2=E Zn2+/Zn

В соответствии с измеренным значением потенциалов, все Ме располагаются в ряд стандартных электронных потенциалов Ме имеющий более отрицательный электронный потенциал, может вытеснить и раствора соли Ме имеющий более положительный потенциал. Для того чтобы узнать, возможна или нет данная окислительно-восстановительная реакция, нужно из потенциала окислителя вычесть потенциал восстановителя если полученное значение будет больше нуля, то такой процесс возможен:

E = E Cu2+/Cu – E Zn/Zn2- =0.36-(-0.74)=1.1 В (вольт)

Потенциал электрода приведенной в таблице стандартных электронных потенциалов рассчитывается или измеряется при строго заданных условиях, если эти условия изменить, то потенциал так же меняется. Наиболее общий для всех этих процессов является влияние температур, но более значительную роль играет концентрация ионов Ме, температурные зависимости потенциалов можно найти в справочниках, а зависимость потенциала от концентрации выражается формулой:

E=E0+(0.059/n)*lgC

Значение концентрации используется только в случае сильно разбавленных растворах, в остальных случаях нужно использовать активность концентрация * коэффициент Вант – Гоффа.

E=E0+(0.059/n)*lga

  1. ^ Химические источники тока.

Гальванический элемент – устройство, состоящая из двух электродов, в котором химическая энергия преобразуется в электрическую. Т.е. такое уст-во служит источником электрического тока. Например: гальванический элемент, который состоит из стандартного цинкового и никелевого электродов. Пластинки цинка и никеля погружают в ZnSO4, NiSO4 соответственно. Концентрация раствора – 1 моль/л. Схему элемента можно представить следующим образом:

Zn|ZnSO4(1м)||NiSO4(1м)|Ni

E0(Zn/Zn2+)= -0.75В

E0(Ni/Ni2+)= -0.25В.

Значение стандартного электродного потенциала оказывает на то, что Zn легче отдает ē, т.е. окисляется. При замыкании электрохимической цепи начнут протекать следующие процессы. На электроды с более отрицательным потенциалом – окисление металла, а электроды с более положительным потенциалом (Ni) – восстановление ионов металла: Zn -2ē→Zn2+, Ni2++2ē→Ni.

При окислении Zn ионы Zn переходят в раствор, а ē остаются в металле. По проводнику, соединившему металлы, эти ē переходят на Ni и расходуются в реакции восстановлении ионов Ni. Такие процессы протекают до тех пор пока весь Zn на растворяться или не израсходуются все частицы, которые могут восстанавливать Ni.

Вывод: при работе гальванического элемента, по металлическому проводнику, соединяющего два электрода происходит направленное движение электродов.

Основной характеристикой данного процесса является электродвижущая сила (ЭДС). Она равна разности стандартных электронных потенциалов, причем из более положительных вычитается более положительные потенциалы.

Е=E0(Zn/Zn2+)-E0(Ni/Ni2+)= -0.25-(-0.75).

При последовательном соединение гальванических элементов можно получить батарею с заданной электродвижущей силой. Наиболее распространенным гальвон. элементом является элемент Даниэля Якобень, который состоит из цинковой и медной пластины, погруженных соответственной в ZnSO4, CuSO4.

Zn|ZnSO4|| CuSO4|Cu.
^ Топливные элементы – являются разновидностью гальванических элементов, в которых электрическая энергия образуется за счет окисления топлива. Окислителем и восстановителем, которыми в данном случае является топливо, подают в систему из вне. Рассмотрим пример топливного элемента – водородно-кислородного. В этих элементах используется никелевые электроды, погруженные в раствор гидрооксида калия. К электродам постоянно подаются газообразный Н и О.

Ni|H2|KOH|O2|Ni

При работе элемента Н окисляется, а О восстанавливается при участии молекул воды: H2-2ē→2H+, О2+2H2O+4ē→4ОH-.

Суммарный процесс представляет собой горение Н: 2H22→2Н2О.

Топливные элементы обладают высокой эффективностью, но главным недостатком являются трудности, связанные с транспортировкой Н.

Аккумуляторы. В качестве источников постоянного тока используется аккумулятор – это гальванические элементы многоразового использования. Рассмотрим пример на свинцовом аккумуляторе. Он состоит из свинцовых пластинок, погруженных в раствор Н2SO4, причем, часть пластинок покрыта оксидом свинца. Эти пластинки являются окислителями: Pb2++SO42-→PbSO4.

Пропуская электрический ток через отработанный разряженный аккумулятор, его можно снова восстановить. В результате процесса зарядки аккумулятор PbSO4 удаляется с поверхности пластинок и они приобретают исходную форму.

  1. Электролиз.

Электролиз – совокупность процессов, протекающих под действием электрического тока на электродах, которые погружены в раствор или расплав.




1 – анод;

2 – катод;

3 – источник тока;

4 – ячейка.
Частица из раствора или расплава, находящаяся вблизи отрицательного электрода принимает ē, то есть восстанавливается.

Электрод, на котором происходит процесс восстановления над катодом.

Частицы, находящиеся вблизи положительного электрода отдают ē т.е. окисляются.

Электрод, на котором происходит процесс окисления над анодом.

Существует электролиз растворов и электролиз расплавов. Причем электролиз расплавов применим к щелочам и солям. В качестве инертных электродов применяют платиновые и графитовые электроды. В качестве растворимого анода могут использоваться медные, железные, кобальтовые и др.

^ Электролиз расплавов с инертным анодом.

При электролизе расплавов соли или щелочи с инертным анодом на катоде восстанавливаются катионы Ме. А на аноде окисляются анионы кислотного остатка или гидрооксиды аниона.

KCl (-)K K++ē→K0

KCl→K++Cl- (+)A 2Cl-2ē→Cl20,

2K+2Cl→2K+Cl2

Таким образом при электролизе расплава KCl на катоде будет выделяться металлический К, а на аноде Cl.

Na2SO4→2Na++SO42-

(-) K Na++ē →Na |4

(+) A 2SO42--4ē →2SO3+O2 |1

4Na++2SO42-→4Na+2SO3+O2

Электролиз расплава гидрооксида калия:

КОН→К++ОН-

К++ē→К0 |4

4ОН- - 4ē→2Н2О+О2 |1

4К+4ОН-→4К+2Н2O+O2

Таким образом, при электролизе расплавом на катоде осаждается чистый Ме. Это имеет важное практическое применение.

^ Электролиз водных растворов с инертным анодом.

При электролизе водных растворов на ряду с разряжением катионов и анионов могут восстанавливаться и окисляться молекулы воды.

  1. Если в растворе содержатся ионы Ме с потенциалом меньше - 1,18 В (К, Са, Аl), то они не будут восстанавливаться в водном растворе, т.к. процесс восстановления воды будет протекать намного легче: 2Н2О+2ē→Н2+ОН-.

  2. Если в растворе содержатся ионы с потенциалом > 0 (Н+, Сu+, Ag+) то они легко восстанавливаются: Сu-2ē→Cu2+.

  3. В растворе, содержащем ионы с потенциалам – от 1,18 до 0 при электролизе протекают процессы восстановления Ме и молекул Н2О.

На аноде протекают следующие процессы с участием анионов безкислородных кислот (Cl-, Br-) и гидрооксид анионов (ОН-):

2Cl - 2ē→Cl20

4ОН- - 4ē→2Н2О+О2

Рассмотрим электролиз на примере водного раствора CuCl2 с графитовым электроном. E0(Cu)=0.34В. (-)К Cu2++2ē→Cu0; (+)A 2Cl--2ē→Cl2.

В результате электролиза происходит образование меди и выделение Cl.

Электролиз водного раствора сульфата никеля (II).

NiSO4 →Ni2++SO42- E0(Ni)=-0.25;

На катоде будут происходить процессы восстановления катионов никеля и молекул воды. На аноде будет происходить процесс окисления воды.

(-)К Ni2+ + 2ē→Ni0; 2H2O + 2ē→KOH-+H2

(+)A 2H2O-4ē→4H++O2

Ni2++2H2O+2H2O →Ni+2OH-+H2+4H++O2

Ni2++2H2O →Ni+H2+O2

Если в растворе присутствует F-, SO-24, NO-3, CO2-3 и др. анионы, то окисление подвергается только вода E0(K)=-2.91.

В связи с тем, что калий имеет потенциал -2,91В. Катионы калия не будут восстанавливаться и нитрат ионы не будут окисляться. В растворе будет проходить процессы окисления и восстановления воды, а соль KNO3 будет служить для улучшения электропроводимости.

(-)К 2H2O+2ē→4ОH-2 |2

(+)А 2H2O-4ē→4H++O2 |1

Т.е. данный процесс сводиться к электролизу воды

4H2O+2H2O→4OH-+2H2+4H++O2

2H2O→2H2+O2

^ Электролиз с растворимым анодом.

В качестве растворимых электродов, анодов чаще всего принимаются Cu, Ni, Кобальт, олово.

Рассмотрим в качестве примера электролиз водного раствора сульфата кадмия с кадмиевыми анодом и катодом E0= - 0.4 В.

На катоде будут восстанавливаться ионы кадмия и молекулы воды. А на аноде окисляться материал электрода кадмий:

CdSO4 →Cd2++SO42-

(-)K 2H2O+ 2ē→2OH+H24, Cd2++ 2ē→Cd|1

(+)A Cd0-2ē→Cd2+ |2

2H2O+Cd2++2Cd0→2OH-+H2+2Cd2++Cd0

^ Применение электролиза в промышленности.

Электролиз находит широкое применение во многих отраслях промышленности. В химической промышленности электролиз используют для получения: водорода, KMnO4, HClO4, O2, F,Cl. В металлургии электролиз применяют для получения и очистки металлов. Этот метод широко используется для получения металлов высокой степени чистоты. С помощью электролиза металлу придают нужную форму.



  1. ^ Координационные соединения, ТКП.


  1. Металлы и неметаллы.

К Ме относятся более 70% элементов периодической системы.

Основными св-ми, хар-ными для Ме, явл-ся блеск, ковкость, высокие тепло- и электропроводность.

Все эти св-ва можно объяснить, исходя из представлений о Ме-кой связи. Наиболее старой теорией явл-ся теория электронного газа, т.е. обобщение электронов внешних электронных уровней и образование легкоподвижного электронного облака.

НЕМЕТАЛЛЫ, химические элементы, которые образуют простые тела, не обладающие свойствами, характерными для металлов. К неметаллам обычно относят 22 элемента: газы — водород, азот, кислород, фтор, хлор и благородные газы; жидкость — бром; твердые тела — бор, углерод, кремний, фосфор, мышьяк, сера, селен, теллур, йод, астат.


  1. ^ Зонная теория металлической связи.

Более современной теорией явл-ся зонная теория, которая основывается на методе молекулярных орбиталей. Суть ее в том, что образуется значительное кол-во молекулярных орбиталей, близких по энергии. Эти орбитали подразделяют на несколько групп, а между группами существует некоторых энергетический зазор.

У полуметаллов ΔЕ < чем у полупроводников, поэтому при низких темп. они ведут себя как металлы, но с ростом темп. их проводимость увеличивается.

  1. Металлургия.

В природу в самородном состоянии встречаются только некоторые металлы. В основном - руды, оксиды, сульфиды. Также могут быть фосфориты, хлориды, нитраты.

Для извлечения металлов используют методы металлургии. Они делятся на 3 группы:

  1. Пирометаллургия (получение при высоких темп.);

  2. Электрометаллургия;

  3. Гидрометаллургия.

Первый метод чаще используется при получении чугуна и стали.

Электрометаллургические методы используют широко, но в наибольших объемах их применяют для получения меди и алюминия, причем процедура получения меди явл-ся 2-х ступенчатой. 1 – пирометаллургические методы, а затем проводят электрометаллургическое рафинирование меди.

Также получают Al из боксида. Процесс проводят в расплаве. (т.к. Al2О3 – тугоплавок, то вводят Na3[AlF6] – имеет более низкую темп. плавления).

После этого металлы используют в виде различных изделий и одно из самых серьезных проблем – коррозия.

  1. ^ Основные сплавы и их применение.

Во многих случаях Ме при всех их преимуществах не позволяют получить необх. техн. хар-к. Используют сплавы: бронза – один из первых сплавов, латунь – медь и цинк, лидированные стали – железо и ряд элементов, которые придают ему те или иные св-ва.

Но сущ. и сплавы, обладающие спец. св-ми. В 60-е гг. был разработан никель и титан – сплавы с памятью (при деформации стоит его нагреть до формировочной темп. и изделие примет первоначальную форму).

Был получен целый ряд сплавов: стеклянный металл – металл-фольга, который готовили таким образом, что Ме не успевал при охлаждении образовать кристаллическую структуру. За счет этого резко повышаются хар-ки трансформаторов, сердечники которых изготавливают из этого Ме.

  1. ^ Коррозия конструкционных материалов.

Коррозия – разрушение материалов под воздействием окр. среды. Кор. можно классифицировать несколькими способами, например: газовая, пресноводная, морская, почвенная и т.д. По хар-ру разрушения: точки, пятна, язвы, сквозное разрушение, но особо опасная – питенговая к. – сквозное разрушение металла на очень малой площади.

  1. Методы защиты металлов от коррозионного разрушения.

  1. Можно воздействовать на агрессивную среду: 2Na2SO3 + O2 = 2Na2SO4.

  2. Воздействие на материал, который подвергается коррозии. Легирование – сплавы с добавлением элемента, сообщающие те или иные св-ва. Например, добавки хрома резко повышают коррозийную устойчивость.

  3. Воздействие на границу раздела между агрес. средой и защищаемым материалом. Самый распространенный метод. Метод изоляции (покраска), метод защиты металлических покрытий, нанесение оксидной пленки (чаще наноситься искусственно, обрамляя поверхности металлов в окислительных средах - оксидирование).




  1. ^ Основные перспективы развития химии и химической промышленности.

Первоначально химия – это описательная наука, основной задачей которой было обобщение уже имеющихся данных накопленных опытным путем.

В течение долгих лет подобные описания химических и химико-технологических процессов предавалось из поколения в поколение.

Со временем стали образовываться крупные производства, где были заняты много людей. Это привело к необходимости разработки основ химического производства. На данный момент сущ-ет целый ряд тенденций в развитии хим. технологий.

Например, использование катализаторов позволяет проводить около ¾ всех промышленных реакций с необходимой скоростью. Однако в использовании катализаторов тоже есть перспективы, например использование в качестве катализаторов – ферментные препараты. Ферменты – кат. живых организмов, под действием которых проходят большинство биопроцессов. Обладают высокой субстратной специфичностью. Теория «Руки и перчатки» - фермент подстраивается под субстрат.

Широкое распространение получили иммобилизованные ферменты (любое ограничение степеней свободы того или иного фермента). Впервые в 1916г., когда было показано, что ферменты, сорбированные на поверхности активного угля сохраняют свою активность.

В 30-е гг. XXв. были получены первые патенты на применение иммобилизованных ферментов в кожевенной промышелнности.

Само понятие – иммобилизованный стало входить только в 70-е гг., когда были разработаны основные методы иммобилизации (микрокапсулированние, атсарбционное взаимодействие, химическое взаимодействие).

Преимущества:

  1. Легко удалялись из реакционной среды;

  2. Продукты, полученные в результате реакции не загрязняются используемыми ферментами;

  3. Представляют из себя биологические молекулы, и поэтому при высоких темп. белок сворачивается (разворачивается) и теряет свою активность.

На основе иммобилизованных ферментов удалось создать целый ряд ак промышленных, так и аналитических технологий.

Также в химию внедряются методы использования различного рода излучения (фотохимическое, лазерохим., инициирование хим. реакций). Но особо важно: использование излучения для очистки сточных вод. Использовался принцип «пылесоса», и отходы накапливались. Чтобы избежать этого, предложили подвергать воду обработке при помощи рассчитанных доз радиоактивных излучений. Все примеси разлагаются на углекислый газ и воду. Происходит радиолиз воды (образование пероксида водорода и озона, которые способствуют очистке воды). Этот метод хоть и дороже, но его стоимость резко упадет, если такие предприятия расположить рядом с АЭС.

Внедрение новых конструктивных материалов.

  1. Разработка новых сплавов.

  2. Широкое применение полимерных материалов.

  3. Использование композиционных материалов, которые во многих случаях более дешевы, чем традиционные материалы и легко поддаются самым разным видам обработки.

  4. Использование традиционных материалов, которые подвергались модификации.

Дерево – самый перспективный материал, который используют в промышленности.

^ Комплексное использование сырья.

Сущ. целый ряд руд, из которых длительное время извлекали 1-2 компонента, а остальные компоненты, которые дороже, оставались в отвалах производства. В настоящее время – задача полного извлечения всех компонентов.

Для этого используют методы селективной фиоктации (разделение компонентов и обработка каждого отдельно).

Для переработки уже сущ. отвалов, которые скопились на территории промышленных предприятий используют метод биотехнологии и гидрометаллургии, что позволяет извлечь практически все ценные компоненты, даже из тех руд, которые ранее считались непригодными для переработки.
1   2   3



Скачать файл (368.5 kb.)

Поиск по сайту:  

© gendocs.ru
При копировании укажите ссылку.
обратиться к администрации
Рейтинг@Mail.ru