Страница 98 - гдз по химии 11 класс учебник Рудзитис, Фельдман

• Повторите по курсу физики тему «Электродвижущая сила».

Решение

1. Определение электродвижущей силы (ЭДС)

Электродвижущая сила (ЭДС), обозначаемая символом $ε$ (эпсилон), — это скалярная физическая величина, характеризующая работу сторонних (неэлектростатических) сил по перемещению единичного положительного заряда внутри источника тока или по всему замкнутому контуру. Несмотря на слово «сила» в названии, ЭДС не является силой в механическом смысле. По своей физической природе ЭДС — это работа, отнесенная к заряду, то есть она имеет ту же размерность, что и напряжение или разность потенциалов.

ЭДС измеряется в вольтах (В). $1 \text{ В} = 1 \text{ Дж} / 1 \text{ Кл}$.

Формула для определения ЭДС: $ε = \frac{A_{ст}}{q}$ где $A_{ст}$ — работа сторонних сил, а $q$ — величина перемещаемого заряда.

2. Природа сторонних сил и источники ЭДС

Внутри любого источника тока (батарейки, аккумулятора, генератора) на заряды действуют не только кулоновские (электростатические) силы, но и силы неэлектрического происхождения, называемые сторонними силами. Именно эти силы вызывают разделение зарядов внутри источника, создавая на его полюсах (клеммах) разность потенциалов.

Происхождение сторонних сил может быть различным:

• Химические источники тока (гальванические элементы, аккумуляторы): сторонние силы возникают в результате химических реакций окисления и восстановления на электродах. Энергия химических реакций преобразуется в электрическую.
• Электромагнитные генераторы: сторонние силы (в данном случае — сила Лоренца) действуют на свободные электроны в проводнике, движущемся в магнитном поле. Происходит преобразование механической энергии в электрическую.
• Фотоэлементы: сторонние силы возникают под действием света (фотонов), который выбивает электроны, создавая их направленное движение. Энергия света преобразуется в электрическую.
• Термопары: при нагревании спая двух разнородных проводников возникает разность потенциалов, которая зависит от температуры. Тепловая энергия преобразуется в электрическую.

Основная функция сторонних сил — противодействовать кулоновским силам, которые стремятся соединить разделенные заряды, и поддерживать постоянную разность потенциалов на клеммах источника, обеспечивая тем самым возможность протекания постоянного тока в цепи.

3. ЭДС и напряжение. Закон Ома для полной цепи

Важно различать ЭДС и напряжение (разность потенциалов).

• ЭДС ($ε$) — это характеристика самого источника тока. Она показывает, какую работу совершают сторонние силы по перемещению заряда по всей замкнутой цепи (включая сам источник).
• Напряжение ($U$) — это работа электростатического поля по перемещению заряда на определенном участке цепи.

Когда цепь разомкнута (ток не течет, $I=0$), напряжение на клеммах источника равно его ЭДС.

Когда цепь замкнута, через нее течет ток $I$. Любой реальный источник тока обладает внутренним сопротивлением ($r$). При прохождении тока через источник часть энергии, сообщаемой зарядам сторонними силами, теряется на преодоление этого внутреннего сопротивления (выделяется в виде тепла).

Связь между этими величинами устанавливает закон Ома для полной цепи. Полная цепь состоит из внешнего участка с сопротивлением $R$ (нагрузка) и внутреннего участка — самого источника с ЭДС $ε$ и внутренним сопротивлением $r$.

Согласно закону Ома для полной цепи, сила тока в цепи прямо пропорциональна ЭДС источника и обратно пропорциональна полному сопротивлению цепи, которое является суммой внешнего и внутреннего сопротивлений: $I = \frac{ε}{R + r}$

Из этой формулы можно выразить ЭДС: $ε = I(R + r) = IR + Ir$

Величина $IR$ — это падение напряжения на внешней цепи, то есть напряжение на клеммах источника, когда он работает под нагрузкой: $U = IR$.

Величина $Ir$ — это падение напряжения внутри источника тока, $u = Ir$.

Таким образом, мы получаем важное соотношение: $ε = U + u$ или $U = ε - Ir$

Эта формула показывает, что напряжение на клеммах работающего источника ($U$) всегда меньше его ЭДС ($ε$) на величину падения напряжения внутри источника ($Ir$). Только в идеальном случае, когда внутреннее сопротивление равно нулю ($r=0$) или когда цепь разомкнута ($I=0$), напряжение на клеммах равно ЭДС.

Ответ:

Электродвижущая сила (ЭДС, $ε$) — это физическая величина, равная работе сторонних (неэлектростатических) сил по перемещению единичного положительного заряда в замкнутой электрической цепи. ЭДС является характеристикой источника тока и показывает его способность создавать и поддерживать электрический ток. Единица измерения ЭДС — вольт (В). В отличие от напряжения, которое характеризует работу электростатического поля на участке цепи, ЭДС описывает работу сил неэлектрического происхождения (химических, магнитных и т.д.) внутри источника тока. Связь между ЭДС, силой тока ($I$), внешним сопротивлением ($R$) и внутренним сопротивлением источника ($r$) описывается законом Ома для полной цепи: $I = \frac{ε}{R + r}$. Напряжение на клеммах источника под нагрузкой ($U$) меньше его ЭДС на величину падения напряжения внутри источника: $U = ε - Ir$.

• Какие вещества называют электролитами?

Какие вещества называют электролитами?

Электролитами называют вещества, расплавы или растворы которых проводят электрический ток. Эта способность обусловлена процессом, называемым электролитической диссоциацией, — распадом молекул вещества на ионы (положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы) под действием полярных молекул растворителя (например, воды) или при плавлении.

В твердом кристаллическом состоянии электролиты, как правило, не проводят электрический ток, так как ионы в их кристаллических решетках жестко зафиксированы и не могут свободно перемещаться. Проводимость появляется только тогда, когда ионы становятся подвижными, то есть в растворе или расплаве.

К электролитам относятся три основных класса химических соединений: кислоты, основания и соли. Например:
- Соляная кислота ($HCl$) в воде диссоциирует на ион водорода ($H^+$) и хлорид-ион ($Cl^-$).
- Гидроксид натрия ($NaOH$) диссоциирует на ион натрия ($Na^+$) и гидроксид-ион ($OH^-$).
- Хлорид натрия ($NaCl$) диссоциирует на ион натрия ($Na^+$) и хлорид-ион ($Cl^-$).

По степени диссоциации (доле молекул, распавшихся на ионы) электролиты делят на две группы:
- Сильные электролиты: вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. К ним относятся многие минеральные кислоты (например, $H_2SO_4$, $HNO_3$, $HCl$), щелочи (например, $NaOH$, $KOH$) и почти все растворимые соли.
- Слабые электролиты: вещества, которые диссоциируют на ионы лишь частично. В их растворах наряду с ионами присутствует значительное количество недиссоциированных молекул. Примерами являются угольная кислота ($H_2CO_3$), уксусная кислота ($CH_3COOH$), гидроксид аммония ($NH_4OH$) и сама вода ($H_2O$).

Вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток, так как они не диссоциируют на ионы, называют неэлектролитами (например, сахар, спирт, дистиллированная вода).

Ответ: Электролиты — это вещества (кислоты, основания, соли), которые в растворенном или расплавленном состоянии распадаются на ионы (диссоциируют) и поэтому проводят электрический ток.

• Какие частицы переносят заряды в растворах и расплавах электролитов?

Какие частицы переносят заряды в растворах и расплавах электролитов?

В растворах и расплавах электролитов носителями электрического заряда являются ионы — положительно и отрицательно заряженные частицы.

Электролиты — это вещества (соли, кислоты, основания), которые при растворении в полярном растворителе (например, в воде) или при плавлении распадаются на ионы. Этот процесс называется электролитической диссоциацией.

В результате диссоциации образуются два типа ионов:

• Катионы — положительно заряженные ионы. Они образуются, когда атомы (чаще всего металлов) или группы атомов теряют один или несколько электронов. Примерами могут служить ионы натрия ($Na^+$), кальция ($Ca^{2+}$), водорода ($H^+$). В электрическом поле катионы движутся к отрицательно заряженному электроду — катоду.
• Анионы — отрицательно заряженные ионы. Они образуются, когда атомы (чаще всего неметаллов) или группы атомов присоединяют один или несколько электронов. Примерами являются хлорид-ион ($Cl^-$), сульфат-ион ($SO_4^{2-}$), гидроксид-ион ($OH^-$). В электрическом поле анионы движутся к положительно заряженному электроду — аноду.

Таким образом, электрический ток в электролитах представляет собой упорядоченное движение ионов: положительных ионов (катионов) к катоду и отрицательных ионов (анионов) к аноду. Это принципиальное отличие от металлов, где носителями заряда являются свободные электроны.

Например, при растворении поваренной соли ($NaCl$) в воде она диссоциирует на ионы натрия и хлора: $NaCl \rightarrow Na^+ + Cl^-$.

В расплаве происходит аналогичный процесс. При нагревании твердого кристалла $NaCl$ до температуры плавления его ионная решетка разрушается, и ионы $Na^+$ и $Cl^-$ получают возможность свободно перемещаться, перенося электрический заряд.

Ответ: В растворах и расплавах электролитов заряды переносят положительно и отрицательно заряженные ионы (катионы и анионы).

• Какие реакции называют окислительно-восстановительными?

Какие реакции называют окислительно-восстановительными?

Окислительно-восстановительными реакциями (сокращенно ОВР) называют химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов одного или нескольких элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Это изменение является следствием перехода или смещения электронов от одних атомов (восстановителей) к другим (окислителям).

В основе ОВР лежат два взаимосвязанных процесса:

• Окисление — это процесс отдачи электронов атомом, ионом или молекулой. В результате окисления степень окисления элемента повышается. Вещество, содержащее атом, который отдает электроны, называется восстановителем.
• Восстановление — это процесс присоединения электронов атомом, ионом или молекулой. В результате восстановления степень окисления элемента понижается. Вещество, содержащее атом, который принимает электроны, называется окислителем.

Процессы окисления и восстановления всегда протекают одновременно. Число электронов, отданных восстановителем, всегда равно числу электронов, принятых окислителем.

Рассмотрим пример — реакцию горения магния в кислороде:

$2Mg + O_2 \rightarrow 2MgO$

Расставим степени окисления для каждого элемента до и после реакции:

$2\overset{0}{Mg} + \overset{0}{O_2} \rightarrow 2\overset{+2}{Mg}\overset{-2}{O}$

Анализируя изменения, видим:

• Магний ($Mg$) изменил степень окисления с $0$ до $+2$. Он отдал 2 электрона, то есть окислился. Следовательно, магний является восстановителем.
  $Mg^0 - 2e^- \rightarrow Mg^{+2}$
• Кислород ($O$) изменил степень окисления с $0$ до $-2$. Каждый атом кислорода принял 2 электрона, то есть восстановился. Следовательно, кислород ($O_2$) является окислителем.
  $O_2^0 + 4e^- \rightarrow 2O^{-2}$

Реакции, в которых не происходит изменения степеней окисления, например, реакции ионного обмена ($NaOH + HCl \rightarrow NaCl + H_2O$), не являются окислительно-восстановительными.

Ответ: Окислительно-восстановительными называют реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, за счёт перераспределения электронов между ними.

• Приведите примеры окислительно-восстановительных реакций. Укажите окислитель, восстановитель, процессы окисления и восстановления.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — это химические реакции, которые протекают с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Изменение степеней окисления происходит в результате передачи или перераспределения электронов.

- Окисление — это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, который приводит к повышению степени окисления.
- Восстановление — это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом, который приводит к понижению степени окисления.
- Окислитель — вещество, содержащее атомы, которые принимают электроны (и при этом восстанавливаются).
- Восстановитель — вещество, содержащее атомы, которые отдают электроны (и при этом окисляются).

Ниже приведены примеры окислительно-восстановительных реакций с указанием окислителя, восстановителя и процессов.

Пример 1. Взаимодействие цинка с раствором сульфата меди(II)

Уравнение реакции:

$\stackrel{0}{Zn} + \stackrel{+2}{Cu}SO_4 \rightarrow \stackrel{+2}{Zn}SO_4 + \stackrel{0}{Cu}$

В этой реакции цинк замещает медь в растворе ее соли. Происходит изменение степеней окисления у цинка и меди.
- Атом цинка ($Zn$) отдает 2 электрона, его степень окисления повышается с 0 до +2. Это процесс окисления.
$ \stackrel{0}{Zn} - 2e^- \rightarrow \stackrel{+2}{Zn} $
Так как цинк отдает электроны, он является восстановителем.
- Ион меди($II$) ($\stackrel{+2}{Cu}$) принимает 2 электрона, его степень окисления понижается с +2 до 0. Это процесс восстановления.
$ \stackrel{+2}{Cu} + 2e^- \rightarrow \stackrel{0}{Cu} $
Так как ион меди(II) (в составе сульфата меди(II) $CuSO_4$) принимает электроны, он является окислителем.

Ответ: В реакции $Zn + CuSO_4 \rightarrow ZnSO_4 + Cu$ окислителем является сульфат меди(II) ($CuSO_4$), восстановителем – цинк ($Zn$). Процесс окисления: $Zn^0 \rightarrow Zn^{+2}$, процесс восстановления: $Cu^{+2} \rightarrow Cu^0$.

Пример 2. Горение метана в кислороде

Уравнение реакции:

$\stackrel{-4}{C}\stackrel{+1}{H}_4 + 2\stackrel{0}{O}_2 \rightarrow \stackrel{+4}{C}\stackrel{-2}{O}_2 + 2\stackrel{+1}{H}_2\stackrel{-2}{O}$

В этой реакции изменяют степень окисления углерод и кислород.
- Атом углерода ($C$) в метане отдает 8 электронов, его степень окисления повышается с -4 до +4. Это процесс окисления.
$ \stackrel{-4}{C} - 8e^- \rightarrow \stackrel{+4}{C} $
Метан ($CH_4$) является восстановителем.
- Атомы кислорода ($O$) в молекуле $O_2$ принимают электроны, степень окисления каждого атома понижается с 0 до -2. Это процесс восстановления.
$ \stackrel{0}{O}_2 + 4e^- \rightarrow 2\stackrel{-2}{O} $
Кислород ($O_2$) является окислителем.

Ответ: В реакции $CH_4 + 2O_2 \rightarrow CO_2 + 2H_2O$ окислителем является кислород ($O_2$), восстановителем – метан ($CH_4$). Процесс окисления: $C^{-4} \rightarrow C^{+4}$, процесс восстановления: $O^{0} \rightarrow O^{-2}$.

Пример 3. Взаимодействие перманганата калия с соляной кислотой

Уравнение реакции:

$2K\stackrel{+7}{Mn}O_4 + 16H\stackrel{-1}{Cl} \rightarrow 2KCl + 2\stackrel{+2}{Mn}Cl_2 + 5\stackrel{0}{Cl}_2 + 8H_2O$

В этой сложной реакции степени окисления изменяют марганец и хлор.
- Ионы хлора ($Cl^-$) в соляной кислоте отдают электроны, их степень окисления повышается с -1 до 0. Это процесс окисления.
$ 2\stackrel{-1}{Cl} - 2e^- \rightarrow \stackrel{0}{Cl}_2 $
Соляная кислота ($HCl$) является восстановителем.
- Атом марганца ($Mn$) в перманганате калия принимает 5 электронов, его степень окисления понижается с +7 до +2. Это процесс восстановления.
$ \stackrel{+7}{Mn} + 5e^- \rightarrow \stackrel{+2}{Mn} $
Перманганат калия ($KMnO_4$) является окислителем.

Ответ: В реакции $2KMnO_4 + 16HCl \rightarrow 2KCl + 2MnCl_2 + 5Cl_2 + 8H_2O$ окислителем является перманганат калия ($KMnO_4$), восстановителем – соляная кислота ($HCl$). Процесс окисления: $Cl^{-1} \rightarrow Cl^0$, процесс восстановления: $Mn^{+7} \rightarrow Mn^{+2}$.