Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
1. Поглощение частиц какого-либо вещества поверхностью поглотителя, приводящее к повышению концентрации вещества на границе раздела фаз по сравнению с концентрацией его в объеме данной фазы называется адсорбцией. Основные положения:1) адсорбент предоставляет адсорбату ограниченное число адсорбционных мест на которых и происходит адсорбция, тогда Г = Z×Ѳ, где Z – общее число адсорбционных мест; Ѳ – доля занятых адсорбционных мест; 2) все адсорбционные места одинаковы3) адсорбционные частицы не заимодействуют друг с другом и находятся в состоянии динамического равновесия с частицами, находящимися в газовой фазе, из которой и происходит и поглощение. Уравнение изотермы адсорбции Ленгмюра: Г=Z Ѳ. Количество адсорбата, поглощенного поверхностью адсорбента прямо пропорциональна концентрации адсорбата в газовой фазе.
7 При наложении электрического поля в электролите происходит явления электролиза. Электролиз следует понимать как совокупность окислительно - восстановительных реакций на электродах электролитической ячейки. Первый закон Фарадея. Масса вещества (m), выделившегося при электролизе на катоде, прямо пропорциональна величине электрического заряда (q), прошедшего через электролит: m = k q, где k - электрохимический эквивалент вещества, кг/Кл. Второй закон Фарадея. Электрохимические эквиваленты веществ (k) прямо пропорциональны их химическим эквивалентам: (мю/n):k=мю/Fn где F - число Фарадея,; мю - мольная масса вещества; n - заряд иона. Число Фарадея численно равно электрическому заряду, который нужно пропустить через электролит для выделения на электроде массы любого вещества,
8. Первый постулат. В растворах электролитов ионы существуют вне зависимости от наложения или отсутствия электрического поля. Второй постулат. Растворы электролитов подчиняются законам разбавленных растворов. Соотношения, полученные для разбавленных растворов, выполняются и для растворов электролитов с той лишь разницей, что необходимо учесть увеличение числа растворенных частиц вследствие явления электролитической диссоциации. Степень диссоциации слабых электролитов незначительна. Диссоциация слабых электролитов идет не до конца и в растворах таких электролитов устанавливается равновесие двух процессов: диссоциации молекул на ионы и рекомбинации противоположно заряженных ионов в молекулы. К слабым электролитам относятся водные растворы большинства органических кислот, оснований и некоторых солей.
9. Сильными электролитами являются расплавы, водные растворы большинства солей, кислот и щелочей.Термодинамический метод позволяет изучать свойства сильных электролитов без рассмотрения природы составляющих их частиц и характера взаимодействий между ними. Электрическое взаимодействие ионов приводит к более значительным отклонениям растворов электролитов от идеальности, чем растворов неэлектролитов той же концентрации. Поэтому растворы сильных электролитов следует рассматривать как неидеальные и использовать не концентрации, а активности
10. Электростатическая теория сильных электролитов В основе ее лежат следующие положения.
Уравнение предельного закона Дебая – Гюккеля: ln гамма+_=-Аn+n-корень из I , где n+n- - заряды ионов; I - ионная сила раствора; А - постоянная, зависящая от температуры и диэлектрической проницаемости растворителя.Электростатическая теория позволяет рассчитать ряд свойств растворов сильных электролитов, которые корректны лишь для весьма малых концентраций раствора, порядка 0,01 М и менее.
11. Удельная электропроводность - электропроводность электролита данной концентрации, помещенного между двумя электродами, находящимися на расстоянии 1 м друг от друга и с площадью пластин равной 1 м2.Эквивалентная электропроводность - электропроводность такого объема раствора данной концентрации, которое содержит 1 моль-экв растворенного вещества и которое помещается между электродами, находящимися на расстоянии 1 м. В растворах слабых электролитов электропроводность падает очень быстро и даже в сильно разбавленных растворах она уже весьма мала. Такой характер кривой лямбда = f (С) объясняется, главным образом, уменьшением степени электролитической диссоциации при повышении концентрации.
12. Средняя скорость миграции (v) данного типа ионов, отнесенная к напряженности действующего электрического поля (Е), называется абсолютной скоростью движения ионов (v+иv-): [ v+-]=Ом-1 м2 Кл-1
Абсолютные скорости движения ионов (v+-), умноженные на число Фарадея, представляют собой величины, называемые подвижностями ионов:лямбда+,-=Fv+,- , где лямбда+,- - подвижности ионов, Ом-1м2моль-экв-1. Очевидно, что числа переноса ионов характеризуют доли электричества, переносимые ионами одного знака:t+ + t-=1
13 Гальвани́ческий элеме́нт — химический источник электрического тока, основанный на взаимодействии двух металлов и (или) их оксидов в электролите, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока. Химические гальванические элементы (гальванические элемент Даниэля - Якоби, Вестона) состоят из двух различных электродов, помещенных в растворы электролитов одинаковой концентрации.Концентрационные гальванические элементы состоят из двух одинаковых электродов, помещенных в растворы различных концентраций.
14. Двойной электрический слой возникает при контакте двух фаз, из которых хотя бы одна является жидкой. Стремление системы понизить поверхностную энергию приводит к тому, что частицы на поверхности раздела фаз ориентируются особым образом. Вследствие этого контактирующие фазы приобретают заряды противоположного знака, но равной величины, что приводит к образованию двойного электрического слоя. Переход ионов металла в раствор и обратно создает на границе раздела фаз двойной электрический слой, обладающий разностью потенциалов. Тенденцию металла (электрода) посылать свои ионы в раствор В. Нернст назвал электролитической упругостью растворения.
15. .ab фи итое=фиi нулевое+RT\nF умн lnai где n - число моль-эквивалентов веществ, участвующих в реакции; F - число Фарадея, фи - разность потенциалов между металлом и раствором Величина фи0 имеет простой физический смысл: это значение потенциала фи при аi , равном единице. Она называется стандартным или нормальным потенциалом электрода и не зависит от состава раствора.
16. Константа равновесия — величина, определяющая для данной химической реакции соотношение между термодинамическими активностями исходных веществ и продуктов в состоянии химического равновесия (в соответствии с законом действующих масс). Зная константу равновесия реакции, можно рассчитать равновесный состав реагирующей смеси, предельный выход продуктов, определить направление протекания реакции.
17 С помощью электрохимического ряда напряжений можно установить характер электродных реакций, знак и величину ЭДС в том случае, если потенциалы электродов элемента отличаются от стандартных. При этом ЭДС равна разности электродных потенциалов, каждый из которых вычисляется с помощью фи0и с учетом активностей продуктов электродных реакций. Стандартный потенциал фи0 позволяет судить о способности вещества электрода окисляться и переходить в раствор: чем выше в ряду напряжений находится металл, тем более он активен, тем выше его способность окисляться, то есть вытеснять из раствора металл, располагающийся в более нижних строках ряда напряжений.
18. , . Уравнения (9.5) - это уравнения Гиббса - Гельмгольца для гальванического элемента. где Е - ЭДС гальванического элемента
19. Тепловой эффект химической реакции, происходящей в гальваническом элементе в соответствии может быть представлен в виде: Q = A + Q’, где Q’ - часть теплового эффекта химической реакции. Q’=-TnF dE\dT. Итак, если при работе гальванического элемента энергия выделяется в окружающую среду (Q’ > 0), то dE\dT< 0 . Это означает, что с увеличением температуры ЭДС гальванического элемента уменьшается. Если работа гальванического элемента сопровождается поглощением энергии из окружающей среды (Q’ < 0), то dE\dT > 0, т. е. ЭДС гальванического элемента будет увеличиваться при увеличении температуры.
20.дельтаS=nF dE/dT Работа химической реакции, протекающей в гальваническом элементе, связана с изменением активностей ионов в растворе
21. Гальвани́ческий элеме́нт — химический источник электрического тока, основанный на взаимодействии двух металлов и (или) их оксидов в электролите, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока. Активность чистых металлов постоянна и принимается единичной, поэтому ЭДС элемента Даниэля - Якоби равна .
22. Химической кинетикой называется учение о скорости протекания химической реакции и ее зависимости от различных факторов: концентраций продуктов реакции, температуры, катализаторов и т. д. Количественно скорость химической реакции измеряется изменением концентрации продуктов реакции в единицу времени: v=+-дэльтаС\дельта тао ,где v - средняя скорость химической реакции; дэльтаС - изменение концентрации;дельта тао - промежуток времени.
23. скорость химической реакции в любой момент времени при постоянной температуре прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, причем каждая из концентраций берется в степени равной коэффициенту перед формулой этого вещества в уравнении химической реакции”,
24. Молекулярность химической реакции равна числу молекул (или других частиц), новременным взаимодействием между которыми осуществляется элементарный акт химического превращения. Мономолекулярная I2 = 2I, бимолекулярная Н2 + I2 = 2НI, тримолекулярным 2Н2 + О2 = 2Н2O
25. Порядок реакции равен сумме показателей степеней концентраций в уравнении, выражающем зависимость скорости реакции от концентрации и устанавливаемом экспериментально. Для простых реакций, протекающих в полном соответствии с их стехиометрическим уравнением, порядок и молекулярность численно совпадают.
26. Реакция нулевого порядка в интегральной форме в интервале от С0 до С за время от 0 до τ : С – С0 = -k τ → С0 - k τ . Следовательно, в реакциях нулевого порядка концентрация линейно уменьшается со временем. Выражение для скорости реакции первого порядка в инт форме от 0 до τ при изменении концентрации от С0 до С: C=C0e-kτ гдеC-концентрация, τ-время. Таким образом, для реакции первого порядка выполняются следующие закономерности: зависимость концентрации от времени экспоненциальная; зависимость логарифма концентрации от времени линейная.
27 уравнения реакций второго и третьего порядков соответственно пишутся: 1/С-1/С0=kτ и 1/С2-1/С02=2kτ. Таким образом, для реакций второго порядка наблюдается линейная зависимость 1/С от времени. Для реакций третьего порядка наблюдается линейная зависимость от времени величины, обратной квадрату концентрации исходного продукта реакции.
28. Период полураспада τ1/2 , равный времени, за которое концентрация исходного продукта уменьшается в два раза (С = 1/2С0) составит τ1/2= С0/2k – для нулевого порядка. Для реакции первого порядка τ1/2=ln2/k период полураспада не зависит от начальной концентрации. Для реакции второго порядка период полураспада обратно пропорционален начальной концентрации.Для реакции треьего порядка период полураспада обратно проперционален квадрату начальной концентрации.
29. правило Вант-Гоффа, согласно которому повышение температуры на 10 К увеличивает скорость реакции в 2 - 4 раза. В аналитической форме записи: kT2/kT1=γ(T2-T1)/10 где kT2 и kT1 -константы скоростей реакции при Т1 и Т2 соответственно. Правило Вант-Гоффа не выполняется при высоких температурах.
30. зависимость скорости реакции от температуры выражается уравнением Аррениуса устанавливающим увеличение константы скорости реакции с ростом температуры: d ln k/dT=E/RT2 , где Е- энергия активации химической реакции.
31. Энергия активации- минимальная дополнительная энергия Е1 по сравнению со средней энергией теплового движения U, которую нужно сообщить исходным продуктам для того, чтобы произошла реакцияю. Представление об энергетическом барьере предполагает, что молекулы реагентов не всегда могут вступать в реакцию. Таким молекулам недостаточно просто встретиться. Они должны столкнуться, обладая достаточно высокими скоростями относительного движения. в случае очень большой энергии активации будет очень мало молекул, способных преодолевать энергетический барьер, и скорость реакции должна быть незначительной.
32. Гетерогенными называются процессы, протекающие на поверхности раздела соприкасающихся фаз. Одна из особенностей– зависимость их течения от размеров и состояния поверхности раздела фаз, а также от скорости их относительного движения. Другая особенность состоит в многостадийности гетерогенных процессов.
33. Диффузия, один из способов массопереноса, Известны два закона диффузии. Первый закон Фика утверждает, что масса вещества dm, переносимого диффузией в направлении некоторой оси x через перпендикулярную этому направлению площадку S за время dτ , пропорциональна градиенту концентраций dC/dx вдоль этого направления: dm=(-D dC/ dx)Sdτ где D-коэффициент диффузии, м/c2 .Знак “минус” в показывает, что диффузия направлена в сторону уменьшения концентрации.
Зависимость концентрации от времени для фиксированного сечения устанавливается вторым законом Фика: dC/dτ=Dd2C/dx2
34. Скорость стационарной диффузии: vД=D(C-C0)S/δ=β(С-С0), где β-коеффициент массопередачи.
35. v=C0/ (1/β + 1/k) ,где 1/β-– диффузионное сопротивление; 1/k-химическое сопротивление.
Если k >> b , то скорость гетерогенной реакции равна βС0 и определяется лишь величиной , характеризующей диффузию. Процесс протекает в диффузионной области контроля. Для случая β >> k v = kC0 и суммарный процесс определяется химической стадией и протекает в кинетической области. Более общим является влияние на скорость суммарного процесса обеих рассматриваемых стадий, роль которых зависит от особенностей реакции и внешних условий. Так, при понижении температуры и перемешивании влияние диффузии понижается.