Презентация, доклад на тему Растворы. Окислительно-восстановительные и электрохимические процессы

фундаментальном единстве естественных наук, незавершенности естествознания и возможности его дальнейшего развития;
-о новейших открытиях естествознания, перспективах их использования,
знать:
- основные понятия, современные теории, законы,
уметь:
использовать основные понятия, законы для решения задач.
 
 
Воспитательные цели
На занятии необходимо формировать и развивать у курсантов:
- любовь к Отечеству, гордость и ответственность за принадлежность к Вооруженным Силам Российской Федерации и их офицерскому корпусу;
- офицерскую честь и достоинство, дисциплинированность;
-общую культуру, стремление к самосовершенствованию.

Водные растворы электролитов
4.4. Дисперсные системы. Коллоидные растворы
4.5. Окислительно-восстановительные свойства веществ
4.6. Электрохимические процессы
4.7. Электролиз
4.8. Химические источники тока
4.9. Основы водоподготовки
Заключение

об энергетике и кинетике химических реакций. Усвоение этого учения позволяет предсказывать возможность и направление химических процессов, рассчитывать энергетические эффекты и энергозатраты, скорость получения и выход продуктов в реакции, воздействовать на скорость химических процессов, а также предупреждать нежелательные реакции в тех или иных устройствах, установках и приборах.

также частей молекул – это  характеристика химической активности веществ, учитывающая как разнообразие реакций, возможных для данного вещества, так и их скорость.

Например, благородные металлы (Au, Pt) и инертные газы (Не, Ar, Kr, Xe) химически инертны, т. е. у них низкая реакционная способность.; щелочные металлы (Li, Na, К, Cs) и галогены (F, Cl, Вг, I) химически активны, т. е. обладают высокой реакционная способность.

Количественно реакционную способность выражают константами скоростей реакций или константами равновесия в случае обратимых процессов.

Современные представления о реакционной способности основаны на электронной теории валентности и на рассмотрении распределения (и смещения под действием реагента) электронной плотности в молекуле.

ионы водорода или при взаимодействии с водой образующие в качестве катионов только эти ионы.

Основания – сложные вещества, содержащие в своем составе гидроксид-ионы или при взаимодействии с водой образующие в качестве анионов только эти ионы.

Таким образом, мы выделяем кислоты и основания из общей массы соединений, используя два признака: состав и химические свойства.

молекуле, вычисленный в предположении, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна.

Наиболее электроотрицательные элементы в соединении имеют отрицательные степени окисления, а атомы элементов с меньшей электроотрицательностью - положительные.
 
Расчет степени окисления
Для вычисления степени окисления элемента следует учитывать следующие положения:
Степени окисления атомов в простых веществах равны нулю (Na0; H20).
Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, всегда равна нулю, а в сложном ионе эта сумма равна заряду иона.
Постоянную степень окисления имеют атомы: щелочных металлов (+1), щелочноземельных металлов (+2), водорода (+1) (кроме гидридов NaH, CaH2 и др., где степень окисления водорода -1), кислорода (-2) (кроме F2-1O+2 и пероксидов, содержащих группу –O–O–, в которой степень окисления кислорода -1).
Для элементов положительная степень окисления не может превышать величину, равную номеру группы периодической системы.
 
Примеры:
V2+5O5-2;  Na2+1B4+3O7-2;  K+1Cl+7O4-2;  N-3H3+1;  K2+1H+1P+5O4-2;  Na2+1Cr2+6O7-2

состав реагирующих соединений: такие реакции называются окислительно-восстановительными.

2Mg0 + O20  2Mg+2O-2
2KI-1 + Cl20  2KCl-1 + I20
Mn+4O2 + 4HCl-1  Mn+2Cl2 + Cl20 + 2H2O

переходят к другим.
Процесс отдачи электронов - окисление. При окислении степень окисления повышается: 
H20 - 2ē  2H+
S-2 - 2ē  S0
Al0 - 3ē  Al+3
Fe+2 - ē  Fe+3
2Br - - 2ē  Br20
 
Процесс присоединения электронов – восстановление. При восстановлении степень окисления понижается.
 
Mn+4 + 2ē  Mn+2
S0 + 2ē  S-2
Cr+6 +3ē  Cr+3
Cl20 +2ē  2Cl-
O20 + 4ē  2O-2
 
Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а которые отдают электроны - восстановителями.

растворителя, растворённых веществ и продуктов их взаимодействия.
По агрегатному состоянию растворы могут быть жидкими (морская вода), газообразными (воздух) или твёрдыми (многие сплавы металлов).

Насыщенным называется раствор, который находится в динамическом равновесии с избытком растворённого вещества.
Ненасыщенный раствор - раствор, содержащий меньше вещества, чем в насыщенном.
 
Перенасыщенный раствор - раствор, содержащий больше вещества, чем в насыщенном.

Процесс взаимодействия растворителя и растворённого вещества называется сольватацией (если растворителем является вода - гидратацией).

собой постоянную величину, соответствующую концентрации насыщенного раствора при данной температуре. Она является качественной характеристикой растворимости и приводится в справочниках в граммах на 100 г растворителя (при определённых условиях).
Растворимость зависит от природы растворяемого вещества и растворителя, температуры и давления.

массы растворённого вещества к массе раствора.




Для расчёта процентной концентрации используется формула:




Раствор состоит, как было сказано выше, из растворённого вещества и растворителя. Массу раствора можно определить по формуле:

к объёму раствора. Единица измерения моль/л.


Задача: 98 г серной кислоты H2SO4 разбавили до объёма 2 литра. Определите молярную концентрацию кислоты в растворе.
1.Необходимо найти количество вещества, соответствующее 98 г серной кислоты. Молярная масса серной кислоты равна М(H2SO4)=1*2+32+16*4=98 г/моль, ν=m/M=98г/98г/моль=1 моль.
2.По выше приведённой формуле определяем молярную концентрацию с=1моль/2л=0,5 моль/л.
Ответ: 0,5 моль/л.
При решении задач часто используется формула, которую вы изучали по физике, формула плотности.

Эоснования = Моснования / число замещаемых в реакции гидроксильных групп Экислоты = Мкислоты / число замещаемых в реакции атомов водорода Эсоли = Мсоли / произведение числа катионов на его заряд


Пример:Основание: Э Ca(OH)2 = М Ca(OH)2 / 2 = 74 / 2 = 37 г
Кислота: Э H2SO4 = М H2SO4 / 2 = 98 / 2 = 49 г
Соль: Э Al2(SO4)3 = М Al2(SO4)3 / (2 • 3) = 342 / 2= 57 г

пузырьков), распределенных в однородной среде.

В зависимости от размера частиц дисперсные системы условно делят на грубодисперсные (взвеси), содержащие частицы размером более 1 мкм (10−3 мм), и тонкодисперсные (коллоидные системы), в которых частицы имеют размеры от 1 мкм до 1 нм (10−6 мм).

Если размеры частиц не превышают 1 нм, то такие системы уже относят к истинным растворам.

Частицы твердого, жидкого или газообразного вещества, распределенные в жидкой среде, образуют суспензии, эмульсии или пены.

(или расплавлении) электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (подвергаются электролитической диссоциации).
Под действием электрического тока катионы (+) двигаются к катоду (-), а анионы (-) – к аноду (+).
Электролитическая диссоциация - процесс обратимый (обратная реакция называется моляризацией)
Степень электролитической диссоциации () зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации. Она показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n) к общему числу молекул, введенных в раствор (N).
 = n / N ;  0<<1

на ионы.

Как правило, к сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4,HNO3) и сильные основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2,Sr(OH)2,Ca(OH)2).
В растворе сильного электролита растворённое вещество находится в основном в виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные молекулы практически отсутствуют.
 
Слабые электролиты 
Вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.
 
К слабым электролитам относятся:
почти все органические кислоты (CH3COOH, C2H5COOH и др.);
некоторые неорганические кислоты (H2CO3, H2S и др.);
почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
вода.
Они плохо (или почти не проводят) электрический ток.
 
Неэлектролиты 
Вещества, водные растворы и расплавы которых не проводят электрический ток. Они содержат ковалентные неполярные или малополярные связи, которые не распадаются на ионы.

Электрический ток не проводят газы, твердые вещества (неметаллы), органические соединения (сахароза, бензин, спирт).

диссоциирует на ионы Н+ и ОН–, которые находятся в равновесии с недиссоциированными молекулами: Н2О ↔ Н+ + ОН–
Концентрацию ионов обычно выражают в молях ионов в 1л. Как видно из уравнения диссоциации воды, в ней величины [Н+] и [ОН–] одинаковы. Опытом установлено, что в 1л воды при комнатной температуре (22С) диссоциации подвергается лишь 10–7 моля воды и при этом образуется 10–7моль/л ионов Н+ и 10–7моль/л ионов ОН–.
Произведение концентраций ионов водорода и гидраксид - ионов в воде называется ионным произведением воды (Кв). При постоянной температуре Кв–величина постоянная. В чистой воде при 22С
Кв=[Н+][ОН–]=10–710–7=10–14.
Для чистой воды [Н+] = [ОН–]=10–7моль/л. Если в нее добавить кислоту, то [Н+] станет больше 10–7, а [ОН–] меньше 10–7. И наоборот, если к воде добавить щелочь, то [Н+] станет меньше 10–7, а [ОН–] больше 10–7.
Таким образом, кислотность и щелочность раствора можно выражать через концентрацию либо ионов Н+, либо ионов ОН–.
На практике пользуются первым способом. Тогда для нейтрального раствора [Н+]=10–7, для кислого[Н+]10–7 и для щелочного [Н+]10–7моль/л.
Чтобы избежать неудобств, связанных с применением чисел с отрицательными показателями степени, концентрацию водородных ионов принято выражать через водородный показатель, обозначаемый рН.
Водородным показателем рН называется десятичный логарифм концентрации водородных ионов, взятый с обратным знаком.
рН = – lg[H]+
С помощью водородного показателя рН реакция растворов характеризуется так:
– нейтральная рН 7;
– кислая рН7;
– щелочная рН7.

количеств веществ (катализаторов), которые сами в ходе реакции не изменяются.
Каталитические процессы играют огромную роль в нашей жизни. Биологические катализаторы, называемые ферментами, участвуют в регуляции биохимических процессов
1. Гомогенный катализ - химические превращения, при которых взаимодействующие вещества и катализаторы образуют однофазную, гомогенную систему.
2. Гетерогенный катализ - химические превращения при которых реагенты и катализаторы образуют многофазную или гетерогенную систему.

Различают положительный и отрицательный катализ.
Если катализатор ускоряет реакцию, то химическое явление носит название положительного катализа (или простого катализа).
Отрицательным катализом называются химические процессы, скорость протекания которых замедляется (тормозится) под действием специальных веществ ингибиторов.

называют электрохимическими процессами.
Электрохимические процессы можно разделить на две основные группы:
1) процессы превращения химической энергии в электрическую (в гальванических элементах);
2) процессы превращения электрической энергии в химическую (электролиз).


Механизм действия гальванических элементов:

через раствор электролита или через электролит находящийся в расплавленном состоянии. Этот процесс сопровождается превращением электрической энергии в химическую.








С катода электроны переходят к положительным ионам и превращают их в нейтральные атомы. Отрицательные ионы, подойдя к аноду, отдают ему свои электроны а также разряжаются.

Сущность электролиза заключается в том, что на катоде происходит процесс восстановления, а на аноде процесс окисления.

Следовательно, катод источника тока является восстановителем, а анод–окислителем.

Различают электролиз расплавов и растворов электролитов.

гальванического элемента:




Реакции происходящие в медно–цинковом гальваническом элементе, можно изобразить следующими электронными уравнениями:
–– на отрицательном электроде
Zn0 – 2e = Zn2+ (окисление цинка);

–– на положительном электроде
Cu2+ + 2e = Cu0 (восстановление ионов меди)

Суммируя эти уравнения, получаем ионное уравнение окислительно–восстановительного процесса, протекающего в гальваническом элементе:
Zn0 + Cu2+ = Zn2+ + Cu0

количество солей кальция и магния, называется жесткой в отличие от мягкой воды, например дождевой.
Чтобы освободить природную воду от взвешенных в ней частиц, ее фильтруют сквозь слой пористого вещества, например, угля, обожженной глины и т. п.
Для устранения жесткости методом ионного обмена или катионирования воду пропускают через слой катионита. При этом катионы Са2+ и Mg2+, находящиеся в воде, обмениваются на катионы Na+, содержащиеся в применяемом катионите.
В итоге вода освобождается как от катионов, так и от анионов солей. Такая обработка воды называется ее обессоливанием.

веществ, растворах; окислительно - восстановительных и электрохимических процессах протекающих в природе и технике; получены понятия об основах водоподготовки.

литература
1. Коровин Н.В. Общая химия: Учеб. для технических направлений и специальностей вузов - 2 изд., – М.: Высшая школа, 2000. (с. 204…251, с. 251…310).
2. Кривко В.М. Химия. Курс лекций. Учебное пособие.– Ейск: филиал ВВА им. Ю.А.Гагарина, 2001.(с. 56…82).
Дополнительная литература
1. Глинка Н.Л. Общая химия. Учебное пособие для вузов. – Л.: Химия, 1979. (с. 205…337).