59. Индикаторы. Вода: особенности строения и свойств. Активированная вода.

59. Индикаторы. Вода: особенности строения и свойств. Активированная вода.

Активированной называется вода, обладающая повышенной биологической активностью. Повышенную биологическую активность имеет вода, насыщенная кислородом и его активными формами, и вода, насыщенная водородом.

Основным способом получения активированной воды была электрохимическая активация. Понятие «электрохимическая активация» появилось в 1974 году, когда было установлено, что вода, получающаяся после электролиза, обладает биологической активностью [2]. На аноде образуется вода, насыщенная кислородом, на катоде – водородом. Выяснили, что это разные сорта воды, и их влияние на живые организмы принципиально отличается. На аноде образуется вода, насыщенная кислородом и его активными формами. Из стабильных активных долгоживущих форм кислорода сейчас известна перекись водорода. Кислородная вода имеет повышенный окислительно–восстановительный потенциал (ОВП) по сравнению с обычной водой. Кислородная вода стимулирует химические процессы окисления, получения энергии. Поэтому кислородная вода бодрит, улучшает обмен веществ.

Молекула воды H2O несимметрична. Атомы водорода, несущие положительный заряд, смещены в одну сторону от центра молекулы, атом кислорода – в другую. В результате молекула воды представляет собой диполь: положительный заряд которого сосредоточен в одном конце молекулы, а отрицательный – в противоположном. Если молекулы окажутся ориентированными относительно друг друга разноимёнными полюсами, то они будут притягиваться

 Кислотно-основными индикаторами называют вещества, меняющие свою окраску в определенной области значений рН раствора. Индикаторами могут быть слабые органические кислоты НInd и основания IndOH, молекулы и ионы которых имеют разную окраску. Будучи введенными в исследуемый раствор диссоциируют по одному из следующих механизмов

Так как процесс диссоциации слабых электролитов обратим, положение равновесия в системах зависит от кислотности исследуемого раствора. В кислых растворах индикаторы, представляющие собой слабые кислоты, в соответствии с принципом Ле-Шателье находятся преимущественно в виде молекул и окраска раствора соответствует молекулярной форме индикатора HInd. Индикаторы, являющиеся слабыми основаниями, в растворах кислот, напротив, будут находиться в своей ионной форме Ind+, которая обуславливает окраску раствора

Ионные реакции. Обратимые и необратимые реакции. ПР. Гидролиз солей: определение, случаи гидролиза, ступенчатый гидролиз. Смещение равновесия гидролиза солей. Количественные характеристики гидролиза: степень и константа гидролиза. Процесса, сопутствующие гидролизу.

Ионные реакции- реакция протекающая в растворах или расплавах между ионами-ионные. Реакции, у которых выделяется газ или образуется слабый электролит идут до конца. Если справа и слева одни и те же от знака =, то такие реакции обратимые. Пример: AuCL3→ ← Au^3+ +3CL^-; ПР (AuCL3) [Au^3=][CL^-]^3=3. 2*10^-25. Если: 1. [Au^3+]*[CL^-]^3 > ПР, то осадок выпадает. 2. [Au^3+][CL^-]^3< ПР то осадок растворяется.

Гидролиз солей- взаимодействие солей с водой с образованием слабых электролитов и нарушением равновесия диссоциации воды. При диссоциации разрушается вещество, при гидролизе разрушается вода, но и там, и там идет взаимодействие с водой.

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием гидролизу не подвергается. NaCL+H2O не идет; KNO3+H2O не идет.

Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, слабым основанием и кислотой, слабым основанием и слабой кислотой подвергаются гидролизу.

Как его записывать: Na2CO3+H2O=NaHCO3+NaOH; 2 Na+CO3+H-OH=2Na+HCO3+OH-полное ионное уравнение гидролиза; CO3+H-OH=HCO3+OH

По катиону: ALCL3+H2O=ALOHCL2+HCL; AL+3CL+H-OH=3CL+(ALOH) +H; AL+HOH=ALOH+H. среда кислая Рн< 7
если оба слабые: NH4CN+H2O=HCN+NH3OH; NH4+CN+H-OH=HCN+NH4OH среда нейтральная Рн=7

Для большинства солей гидролиз идет только по правой ступени. Гидролиз- процесс эндотермический. При увеличении температуры гидролиз усиливается. FeCL3+H2O=FeOHCL2+HCL. А если увеличить температуру гидролиз идет до конца. FeCL3+3H2O=Fe(OH)3↓ +3 HCL.

Случай полного гидролиза: 1. FeCL3+3H2O=Fe(OH)3↓ +3HCL. 2. полному гидролизу подвергаются соли на месте которых в таблице растворимости прочерк AL2S3+6H2O=2AL(OH)3↓ +3H2S↑ 3. полному гидролизу подв. ковалентное соединение (т. е. образованное парой электронов)

Для количественных характеристик гидролиза: h-степень гидролиза  Kг-константа гидролиза.

 h =n/Eni; Kг=ch^2/ 1-h(Kг=ch^2); Кг 1= Kw/Kдис. 2 K=Kw/Kдис. 2*Kдис. kw=10^-14; кдис-табличное.

Характерные особенности окислительно-восстановительных реакций, окислители и восстановители. Типы ОВР. Методы уравнивания ОВР. Стандарнтый электродный потенциал. Ряд напряжений металлов. Окислительно-восстановительный потенциал. Уравнение Нернста. Направление ОВР. Влияние среды на ОВР. Связь энергии Гиббса со стандартным электродным потенциалом.

Окислитель - вещество, в состав которого входит элемент способный восстанавливаться.

Восстановитель -вещество в состав которого входит элемент способный окислятся.

Типы ОВР - 1. межмолекулярные-реакции в которых степени окисления изменяют элементы разных частиц. 2. внутримолекулярные-степень окисления изменяют элементы одной и той же молекулы 3. Реакции диспропорционирования (дисмутации) реакции в которых один и тот же элемент и окислитель и восстановитель. 4. реакции коммутации. –реакции в которых один и тот же элемент в разных степенях окисления переходит в одну степень.

Для уравнивания ОВР: 1. метод электронного баланса 2. Метод полуреакций.

ПРИ ПОЛУРЕАКЦИИ- кислая среда: если –О: 2H+…. =H2O..; если +О: H2O+…=2H+…

Нейтральная: +О: H2O+…=2H+…; -O: H-OH+…=2OH+….

Щелочная: -О: H-OH+…=2OH; +O: 2OH+…=2H2O+O

Стандартный электродный потенциал E^O- это разность потенциалов между металлом опущенным в раствор его соли с концентрацией 1моль/л и стандартным водородным электродом. Абсолютное значение эл. потенциала определить нельзя.

Э. д. с- разность потенциалов гальванического элемента при силе тока равной 0. Э. д. с=E^0окис. –E^0восст. Э. д. с. > 0 овр идет э. д. с. < 0 овр не идет.

Ряд напряжений используется на практике для сравнительной [относительной] оценки химической активности металлов в реакциях с водными растворами солей и кислот и для оценки катодных и анодных процессов при электролизе:

Металлы, стоящие левее водорода, являются более сильными восстановителями, чем металлы, расположенные правее: они вытесняют последние из растворов солей. Например, взаимодействие Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu возможно только в прямом направлении.

Металлы, стоящие в ряду левее водорода, вытесняют водород при взаимодействии с водными растворами кислот-неокислителей; наиболее активные металлы (до алюминия включительно) — и при взаимодействии с водой.

Металлы, стоящие в ряду правее водорода, с водными растворами кислот-неокислителей при обычных условиях не взаимодействуют.

При электролизе металлы, стоящие правее водорода, выделяются на катоде; восстановление металлов умеренной активности сопровождается выделением водорода; наиболее активные металлы (до алюминия) невозможно при обычных условиях выделить из водных растворов солей.

Окислительно-восстановительный потенциал (ОВП) – это параметр, описывающий уровень окисления (оксидации) и восстановления вещества. Другими словами, это способность отдавать или принимать электроны в результате взаимодействия химических элементов в зависимости от природы процессов и условий протекания реакций.

Окислительно-восстановительный потенциал определяют как электрический потенциал, устанавливающийся при погружении платины или золота (инертный электрод) в окислительно-восстановительную среду, то есть в раствор, содержащий как восстановленное соединение, так и окисленное соединение. Если полуреакцию восстановления представить уравнением:

Aox + n·e− → Ared,

то количественная зависимость окислительно-восстановительного потенциала от концентрации (точнее активностей) реагирующих веществ выражается уравнением Нернста.

Окислительно-восстановительный потенциал определяют электрохимическими методами с использованием стеклянного электрода с  функцией[2] и выражают в милливольтах (мВ) относительно стандартного водородного электрода в стандартных условиях

Уравнение Нернста. E=E^0 +RT/Nf *ln Cокис. /Cвосст. F-постоянная Фарадея=96500 Кл/моль N-количество электронов участвующих в ОВР. Сокис-окис. форма Свосс. -восстановит. форма.

E=E^0+ 0. 059/n *lgCмет.

Как для любых самопроизвольно идущих процессов, реакция, протекающая в гальваническом элементе, сопровождается уменьшением свободной энергии Гиббса, ∆ G< 0. Таким образом, при непосредственном взаимодействии окислителя и восстановителя реакция будет протекать в том же направлении. Дляопределения направленияокислительно-восстановительных процессов используются окислительно-восстановительные потенциалы, значения которых получают измерением Э. Д. С. гальванического элемента, схема которого представлена выше. Если φ _{1 >} φ ₂ , то реакция идет →, если φ _{1 <} φ ₂ , то в обратную сторону ←.

Связь между энергией Гиббса Δ G и электродным потенциалом φ выражается уравнением:

— Δ G = nFφ,

где n — количество передаваемого электронами вещества, F — постоянная Фарадея

 

 

определение и классификация электрохимических явлений. Гальванические элементы.: классификация, электродные процессы, схемы. Определние э. д. с гальванического элемента. Элемент даниэля-якоби. Устройство и принцип работы свинцового кислотного и железо-никелевого щелочного аккумуляторов. Схема цинк-марганцевой батареи.

Электро химические процессы- это процессы в которых проходят химические реакции и протекает постоянный электрический ток.

Гальванический элемент- это прибор, в котором энергия хим. реакций превращается в электрическую. Различают первичные (батареи) и вторичные (аккумуляторы) должен содержать 2 электрода просторно разделенные, электролит и замыкание цепей. + - катод (восстановление) –анод (окисление)

Элемент Даниэля-Якоби: (рисунок) E Zn^+2/Zn=-0. 7638; E Cu²⁺/Cu⁰ =+0. 3386; -A Zn-2ē → Zn⁺²; +K Cu⁺²+2ē → Cu⁰

Схема гальванического элемента: - Zn/Zn⁺²//Cu⁺²/Cu +; э. д. с. =Е кат-Е ан.

Свинцовj кислотный  аккумулятор: рисунок) А – Pb-2ē → Pb⁺²; К + PbO2+4H+2ē → Pb⁺² +H2O; - Pb/Pb⁺²//PbO2, 4H/Pb⁺², 2H2O +; PbSO4↓

Схема цинк-марганцевой батареи (рисунок) A – Zn-2ē → Zn⁺²; K + MnO2+H+ē → MnOOH

-Zn/Zn⁺²//MnO2, H/MnOOH +

 

Электролиз: определение, катодные и анодные процессы. Электролиз расплавов и растворов с активными и инертными анодами. Законы Фарадея. Физический смысл постоянной Фарадея. Применение электролиза.

Электролиз-это пропускание постоянного электрического тока через растворы или расплавы веществ сопровождающиеся химическими реакциями. на катоде происходит восстановление. А на аноде окисление.

Электролиз растворов- 1. Если металл в ряду активности расположен от Li….. AL то при электролизе раствора его соединения на катоде восст. Водород из воды но не металл. 2. Если металл расположен AL.. H, то при электролизе раствора его соединений на катоде восстановится и сам металл и водород из воды. 3. Если металл расп. H…Au  то при электролизе на катоде восстановится только металл.

Если вещество содержит кислород содержащий кисл. Остаток то при электролизе на аноде окислится кислород из воды но не кислотный остаток.

Если вещество содержит без кислородный кислотный остаток, то он сам окисляется на аноде.

1 изакон Фарадея-массы веществ выделяющихся на электродах при электролизе пропорциональны количеству прошедшего электричества. m =KэQ=Mэ I T(тау)/F. Электрохимический эквивалент: Кэ=mэ/F; F Q=IT(тау) V=V*I*T/F *ɳ; ɳ =mфакт /m период.

2 закон Фарадея. При прохождении одного и того же количества электричества через различные электроды массы веществ выделяющиеся на электродах пропорциональны их молярным массам эквивалентов. m 1/Mэ1=m2 /Mэ2; m/Mэ=V0/Vэ

Физический смысл: постоянная Фарадея (F) равна количеству электричества, которое необходимо пропустить через электролит для выделения на электроде 1 грамм-эквивалента вещества.

Электрохимические процессы широко применяются в различных областях современной техники, в аналитической химии, биохимии и т. д. В химической промышленности электролизом получают хлор и фтор, щелочи, хлораты и перхлораты, надсерную кислоту и персульфаты, химически чистые водород и кислород и т. д. При этом одни вещества получают путем восстановления на катоде (альдегиды, парааминофенол и др. ), другие электроокислением на аноде (хлораты, перхлораты, перманганат калия и др. ).

Электролиз в гидрометаллургии является одной из стадий переработки металлсодержащего сырья, обеспечивающей получение товарных металлов.

Электролиз может осуществляться с растворимыми анодами - процесс электрорафинирования или с нерастворимыми - процесс электроэкстракции.

Главной задачей при электрорафинировании металлов является обеспечения необходимой чистоты катодного металла при приемлемых энергетических расходах.

В цветной металлургии электролиз используется для извлечения металлов из руд и их очистки. Электролизом расплавленных сред получают алюминий, магний, титан, цирконий, уран, бериллий и др.

Для рафинирования (очистки) металла электролизом из него отливают пластины и помещают их в качестве анодов в электролизер. При пропускании тока металл, подлежащий очистке, подвергается анодному растворению, т. е. переходит в раствор в виде катионов. Затем эти катионы металла разряжаются на катоде, благодаря чему образуется компактный осадок уже чистого металла. Примеси, находящиеся в аноде, либо остаются нерастворимыми, либо переходят в электролит и удаляются.

 

Коррозия металлов. Химическая и электрохимическая коррозия. Процессы, происходящие при электрохимической коррозии. Методы защиты от коррозии. Ингибиторы коррозии: классификация, состав, принцип действия. Протекторная защита металлов. Защита металлов с помощью катодных и анодных покрытий.

Коррозия-это самопроизвольно протекающий процесс разрушения металла при взаимодействии с окружающей средой. Различают электрохимическую и химическую коррозию.

Химическая протекает без присутствия электролита.

Электро химическая коррозия при которой возникает микро и макро гальванические элементы. Необходимо присутствие электролита.

Методы защиты от коррозии. 1. покраска 2. Покрытие другим металлом (менее активным) 3. Протекторная 4. Ингибиторы коррозии. 5. анодирование (пассивация)

С электрохимической точки зрения ингибиторы делятся на ка­тодные, анодные и смешанные. Это деление ингибиторов иллюстри­рует, из которого следует, что введение ингибитора вызы­вает изменение коррозионного потенциала системы и в значитель­ной мере влияет на уменьшение плотности коррозионного тока (рисунки даны в полулогарифмических координатах), являюще­гося мерой скорости коррозии металлов.

Ингибиторы коррозии могут иметь органическую и неорганическую природу. Они могут защищать от воздействия жидких сред или газового воздействия. Ингибиторы коррозии в нефтяной промышленности в большинстве случаев сопряжены с торможением анодных и катодных процессов электрохимических повреждений, формировании пассивирующих и защитных пленок.

Анодные ингибиторы коррозии металлов принято относить к категории опасных, ведь при определенных условиях они превращаются из замедлителей в инициаторы разрушительного процесса. Чтобы избежать этого, необходимо, чтобы коррозионный ток по плотности был выше той, при которой формируется абсолютная пассивация анодных участков. Концентрация пассиватора не должна снижаться ниже конкретной величины, иначе может не наступить пассивация, либо она будет неполной. Последний вариант таит в себе большую опасность, ведь он становится причиной сокращения анодной поверхности, увеличения глубины и скорости разрушения металла на небольших участках.

По механизму действия эти ингибиторы коррозии отличаются адсорбционным характером. После адсорбции на катодных или анодных участках они сильно затрудняют разряд ионов водорода, а также реакцию ионизации металла. В значительной степень защитный эффект основан на температуре, концентрации, виде аниона кислоты, а также концентрации ионов водорода. Их чаще всего добавляют в малых количествах, ведь защитное действие ряда органических ингибиторов в больших концентрациях может представлять даже опасность.

 

Разновидностью катодной защиты является протекторная. При использовании протекторной защиты к защищаемому объекту подсоединяется металл с более электроотрицательным потенциалом. При этом идет разрушение не конструкции, а протектора. Со временем протектор корродирует и его необходимо заменять на новый.

Протекторная защита эффективна в случаях, когда между протектором и окружающей средой небольшое переходное сопротивление.

Анодную электрохимическую защиту применяют для конструкций, изготовленных из титана, низколегированных нержавеющих, углеродистых сталей, железистых высоколегированных сплавов, разнородных пассивирующихся металлов. Анодная защита применяется в хорошо электропроводных коррозионных средах.

При анодной защите потенциал защищаемого металла смещается в более положительную сторону до достижения пассивного устойчивого состояния системы. Достоинствами анодной электрохимической защиты является не только очень значительное замедление скорости коррозии, но и тот факт, что в производимый продукт и среду не попадают продукты коррозии.

Анодную защиту можно реализовать несколькими способами: сместив потенциал в положительную сторону при помощи источника внешнего электрического тока или введением в коррозионную среду окислителей (или элементов в сплав), которые повышают эффективность катодного процесса на поверхности металла.

Анодная защита с применением окислителей по защитному механизму схожа с анодной поляризацией.

Если использовать пассивирующие ингибиторы с окисляющими свойствами, то защищаемая поверхность переходит в пассивное состояние под действием возникшего тока. К ним относятся бихроматы, нитраты и др. Но они достаточно сильно загрязняют окружающую технологическую среду.

Каждый протектор имеет свой радиус защитного действия, который определяется максимально возможным расстоянием, на которое можно удалить протектор без потери защитного эффекта. Применяется протекторная защита чаще всего тогда, когда невозможно или трудно и дорого подвести к конструкции ток.

Протекторы используются для защиты сооружений в нейтральных средах (морская или речная вода, воздух, почва и др. ).

Для изготовления протекторов используют такие металлы: магний, цинк, железо, алюминий. Чистые металлы не выполняют в полной мере своих защитных функций, поэтому при изготовлении протекторов их дополнительно легируют.

Железные протекторы изготавливаются из углеродистых сталей либо чистого железа.

 

⇐ Предыдущая123456789

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: