Студопедия  
Главная страница | Контакты | Случайная страница

АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатика
ИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханика
ОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторика
СоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансы
ХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника

Вывод уравнения Нернста

Читайте также:
  1. A) ввод/вывод.
  2. A) синхронный ввод-вывод
  3. I.Выберите правильный ответ для обоснования вывода о социальной сущности человека.
  4. IV. Выводы
  5. L Выводы должны следовать из содержания основной части работы, отвечать целям и задачам работы, сформулированным во введении.
  6. V2: Синдром болей в животе (на примере хронического гастрита, язвенной болезни, дискинезии желчевыводящих путей, хронического холецистита, хронического панкреатита).
  7. Абсолютное и относительное полагание единого с выводами для единого.
  8. Алгебраические уравнения
  9. Алгоритм решения биквадратного уравнения. Метод введения новой переменной.
  10. Анализ материалов обобщения и формирование заключительных выводов

Химия S2-элементов. Гидроксид кальция (гашеная известь). Соли бериллия в катионной и анионной формах. Комплексные соединения бериллия и магния. Жесткость воды и методы ее устранения.

 

В главных подгруппах I и II групп периодической системы элементов Д. И. Менделеева расположены s-элементы: Li и его электронные аналоги (Na, К, Rb, Cs, Fr) — элементы ns1; Be и его электронные аналоги (Mg, Са, Sr, Ва и Ra) — элементы ns2.

 

Элементы подгруппы бериллия. Эти элементы, за исключением бериллия и магния, называют щелочноземельными, так как растворы их гидроксидов обладают свойствами щелочей, а оксиды сходны с Аl2O3 и оксидами других металлов, в прошлом называемых «землями».

Атомы металлов подгруппы Be имеют во внешнем электронном слое два спаренных s-электрона ns2 ↓↑. При возбуждении атомов один s-электрон переходит на р-подуровень

(ns1ns1 | ↓ | | ↓ | | |), поэтому металлы главной подгруппы II группы двухвалентны и степень их окисления в соединениях с другими элементами равна +2.

Бериллий — металл серо-стального цвета, твердый и хрупкий. Магний — белый металл; его матовость объясняется образованием на воздухе оксидной пленки. Он мягче и пластичнее бериллия. Кальций и его аналоги (Sr, Ва и Ra) — серебристо-белые металлы, покрывающиеся на воздухе желтоватой пленкой в результате образования оксидов и нитридов.

В ряду рассматриваемых элементов, как и в других главных подгруппах, с увеличением порядкового номера Z энергия ионизации атомов уменьшается, радиусы атомов и ионов увеличиваются, металлические признаки химических элементов усиливаются. Наряду с этим зависимость свойств простых веществ (tпл, tкип, плотность и др.) от Z имеет более сложный характер. Это связано с тем, что при переходе от магния к кальцию и от стронция к барию происходит изменение структуры кристаллических решеток металлов: Be и Mg кристаллизуются по типу гексагональной решетки (плотнейшая упаковка), Са и Sr - кубической гранецентрированной, а Ва— кубической объемно-центрированной.

Бериллий отличается от Mg и остальных металлов своей подгруппы высокими температурами плавления и кипения, значительной твердостью, малой электрической проводимостью и меньшим, чем у остальных металлов этой подгруппы, отрицательным значением стандартного электродного потенциала. Таким образом металлические свойства у бериллия выражены слабее, чем у магния и других s-металлов II группы. Этим объясняется и то, что ион Be + неизвестен ни в растворе, ни в кристаллах. Для бериллия характерны как катионы, так и анионы типа: [Ве(Н20)4]2+, [Ве(ОН)4]2- и т. п.

Гидрокси́д ка́льция (Ca(OH)2, гашёная известь или «пушонка») — химическое вещество, сильное основание. Представляет собой порошок белого цвета, плохо растворимый в воде.

Получают путём взаимодействия оксида кальция (негашёной извести) с водой (процесс получил название «гашение извести»):

CaO + H2O → Ca(OH)2

Эта реакция экзотермическая, идёт с выделением 16 ккал (67 кДж) на моль.

 

Для элементов IIа группы известно сравнительно немного комплексных соединений. Больше всего их у бериллия, склонность которого к образованию ковалентных связей выражена наиболее сильно. Координационное число в комплексах бериллия равно 4, а для остальных металлов – 6. Увеличение координационного у магния и других щелочно-земельных металлов связано с наличием у атомов вакантных d-орбиталей, а бóльший радиус атомов позволяет «разместиться» бóльшему числу лигандов во внутренней сфере комплекса.

 

Для бериллия наиболее характерны комплексные соединения, в которых лигандами являются «жёсткие основания», например, ОН- – ионы, F- - ионы и молекулы, имеющие донорные атомы кислорода или азота. Самыми прочными являются фторидные комплексы – MI2[BeF4]. Как и ионы цинка, в растворах аммиака бериллий образует аммиачные комплексы:

 

BeCl2 + 4NH3 = [Be(NH3)4]Cl2,

 

BeCl2 + 2NH3 = [BeCl2(NH3)2].

Галогениды магния образуют комплексы с молекулами, содержащими донорные атомы кислорода. Этим объясняется растворимость MgBr2 и MgI2 в спиртах, кетонах и эфирах. Среди солей щелочно-земельных металлов только хлорид кальция растворим в спиртах.

 

В отличие от бериллия карбонаты магния образуют карбонатные комплексы только в концентрированных растворах карбоната калия – K2[Mg(CO3)2].

Природная вода в той, или иной степени содержит ионы растворимых солей. Если в пресной воде суммарная концентрация ионов Mg2 и Ca2 превышает 2 ммоль/л, то такую воду называют жесткой (если не превышает, то – мягкой). В качестве анионов в жесткой воде могут содержаться HCO3 , SO42 , Cl и другие ионы.

При нагревании жесткой воды из нее выделяются карбонаты магния и кальция, а при кипячении – еще и сульфаты. Образующийся плотный осадок часто называют "накипью". Именно он появляется на внутренних поверхностях чайников. В промышленности этот осадок образуется на стенках котлов, снижая их теплопроводность, и трубопроводов, уменьшая их внутренний диаметр.
Различают временную (карбонатную) жесткость, устраняемую кипячением, и постоянную (некарбонатную), сохраняющуюся после кипячения воды.
Устранение жесткости заключается в удалении из нее ионов Mg2 и Ca2 .
Временная жесткость устраняется кипячением.
Для устранения общей жесткости в воду добавляют различные реагенты:
Гашеную известь, Соду, Фосфат натрия.

Фосфаты кальция и магния менее растворимы, чем карбонаты. Поэтому применение фосфата натрия приводит к более полному устранению жесткости.

 

Электродные потенциалы. Электрод. Абсолютный и относительный электродный потенциалы. Водородная шкала относительных электродных потенциалов. Факторы, влияющие на величину относительного электродного потенциала (уравнение Нернста).

 

Электродный потенциал — разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электролита). Возникновение электродного потенциала обусловливается переносом заряженных частиц через границу раздела фаз, специфической адсорбцией ионов, а при наличии полярных молекул (в том числе молекул растворителя) — ориентационной адсорбцией их. Величина электродного потенциала в неравновесном состоянии зависит как от природы и состава контактирующих фаз, так и от кинетических закономерностей электродных реакций на границе раздела фаз.

Электрод - часть электрохимической системы, включающая в себя (металлический) проводник и окружающий его раствор (например, Водородный электрод, Хлорсеребряный электрод, Электрод сравнения). Проводник, посредством которого часть электрической цепи, образуемая проводами, соединяется с частью цепи, проходящей в неметаллической среде (ионной жидкости, ионизированном газе и т.п.).

Положительный электрод – анод.

Отрицательный электрод – катод.

Если электродная реакция, записанная в сторону восстановления, является самопроизвольной, то потенциал электрода положителен.

Электродный потенциал в электрохимии - разность электрических потенциалов на границе фаз электрод - электролит. На практике пользуются значениями т. н. относительного электродного потенциала, равного разности электродного потенциала, данного электрода и электрода сравнения (напр., нормального водородного). Абсолютное значение электродного потенциала измерить невозможно, поэтому измеряют всегда разность электродных потенциалов — относительный электродный потенциал. Если электродная реакция проходит в равновесных обратимых условиях (при токе, стремящемся к нулю), скачок потенциала между электродом и электролитом называют равновесным потенциалом.

Уравнение Нернста — уравнение, связывающее окислительно-восстановительный потенциал системы с активностями веществ, входящих в электрохимическое уравнение, и стандартными электродными потенциалами окислительно-восстановительных пар.

Вывод уравнения Нернста

,

где

Если в формулу Нернста подставить числовые значения констант и и перейти от натуральных логарифмов к десятичным, то при получим

 




Дата добавления: 2015-04-26; просмотров: 26 | Поможем написать вашу работу | Нарушение авторских прав

<== предыдущая лекция | следующая лекция ==>
Билет №21| Виды искусства

lektsii.net - Лекции.Нет - 2014-2024 год. (0.009 сек.) Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав