96677

Определение коэффициентов реакции методом ОВР

Курсовая

Химия и фармакология

При окислении вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов а атомы окислителя акцепторами электронов. Восстановление процесс присоединения электронов атомом вещества при этом его степень окисления понижается.

Русский

2015-10-08

354 KB

2 чел.

Федеральное агентство по образованию Российской Федерации

Государственное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

«Южно-Уральский государственный университет

Факультет «Химический»

Кафедра «Неорганическая химия»

Определение коэффициентов реакции методом ОВР

Пояснительная записка к курсовой работе

по дисциплине «Общая и неорганическая химия»

ЮУрГУ – 020100.2014.522.ПЗ КР???????

Нормоконтролер                                             Руководитель доцент

__________________                                      __________________О.Н. Груба

                       __________________2015 г.                           __________________2015 г.

Автор курсовой работы

Cтудент группы Хим - 161

__________________ Белов В.О.

__________________2015 г.

Проект защищен с оценкой

__________________2015 г.

Челябинск 2015 г.

АННОТАЦИЯ

Белов В.О..  Определение – Челябинск: ЮУрГУ, Хим–161;  23 с., 8 ил.,3 табл.,библиогр. список – 11 наим.

В курсовой работе рассмотрено получение карбоната кобальта (II), его характеристики, свойства, строение и применение.

                                                ОГЛАВЛЕНИЕ

ВВЕДЕНИЕ 6

1 ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ (ОВР)

1.1 Важнейшие окислители и восстановители 6

1.2.Типичные окислители 8

1.3 Типы окислительно-восстановительных реакций 9

1.4 Методы составления и уравнивания окислительно-восстановительных  реакций………………………………………...…….……..………..…………...13

1.5 Метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций)…………………...………………………………..……………….15

2 НАПРАВЛЕНИЕ ОВР

3 РАСТВОРЫ. КЛАССИФИКАЦИЯ РАСТВОРОВ…………………………..15

3.1 Способы выражения состава растворов 21

4 ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ ЗАДАННОЙ КОНЦЕНТРАЦИИ. РАСЧЕТЫ

5 ОПИСАНИЕ pH-метра

6 РАСЧЕТНАЯ ЧАСТЬ

   6.1 Уравнение реакции с использованием метода электронно-ионного баланса……………………………………………………………………………15

   6.2 Описание методики определения редокс-потенциала……………………………………………………………………….16

   6.3 Проведение эксперимента и расчеты окислительно-восстановительного потенциала. Определение pH среды. Расчет ∆G реакции…………………….29

   6.4 Расчет окислительно-восстановительного потенциала по уравнению Нернста и сравнение его с полученным экспериментально………………….17

7 ВЫВОДЫ...……………………………………………………………….…....22

8 БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК 23

1 ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ (ОВР)

1.1 Важнейшие окислители и восстановители

Окислительно-восстановительные реакции, также редокс (англ. redox, от reduction-oxidation — восстановление-окисление) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ (или ионов веществ), реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем (акцептором) и атомом-восстановителем (донором).

В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.

Окисление  — процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления.

При окислении вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомы окислителя — акцепторами электронов.

Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель

окислитель -e−  сопряжённый восстановитель.

Восстановление — процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается.

При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др.

Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель:

восстановитель +e ↔ сопряжённый окислитель.

Окислительно-восстановительная пара:

Окислитель и его восстановленная форма, либо восстановитель и его окисленная форма составляет сопряжённую окислительно-восстановительную пару, а их взаимопревращения являются окислительно-восстановительными полуреакциями.

В любой окислительно-восстановительной реакции принимают участие две сопряжённые окислительно-восстановительные пары, между которыми имеет место конкуренция за электроны, в результате чего протекают две полуреакции: одна связана с присоединением электронов, то есть восстановлением, другая — с отдачей электронов, то есть окислением.

К важнейшим восстановителям относят: катионы металлов в низших степенях окисления, водород, уголь, окисид углерода (II), сероводород, оксид серы (IV), сернистую кислоту и ее соли, галогеноводородные кислоты и их соли, азотистую кислоту, аммиак, гидразин, оксид азота (II).

К важнейшим окислителям относят: металлы, в которых степень окисления металла велика – равна номеру группы, в которой находится металл, или близка к нему, аммиачный раствор оксида серебра, аммиачный раствор сульфата меди (II), хлорид ртути (II), диоксид свинца, хлорид железа (III), хромат и дихромат калия, перманганат калия, диоксид марганца, кислород, хлор, бром, соляную кислоту, серную кислоту, азотную кислоту, пероксид водорода, соли кислот, в которых кислотообразующий элемент проявляет высокую степень окисленности (хлораты, перхлораты).

1.2 Типичные окислители

Типичные окислители: вещества (оксиды, кислоты, соли) с максимально положительной степенью окисления входящего в них элемента. Например: кислоты: азотная, серная, хлорная, двухромовая; соли: перхлорат калия, хлорат калия, нитрат калия, перманганат калия, дихромат калия; оксиды: оксид свинца (IV), оксид марганца (VII), оксид хрома (VI), оксид азота (V); фтор, кислород, озон.

 

1.3 Типы окислительно-восстановительных реакций

Межмолекулярные – реакции, в которых атомы окислителя и восстановителя, входят в состав молекул различных исходных веществ:

MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O

2Cl- - 2ē → Cl20          |1 (восстановитель окисляется)

Mn+4 + 2ē → Mn+2     |1 (окислитель восстанавливается)

Внутримолекулярные  реакции, в которых атомы окислителя и восстановителя, входят в состав молекулы одного и того же исходного вещества и являются атомами различных элементов или одного элемента, но с различной степенью окисления:

a) 2KClO3 = 2KCl + 3O2

       Cl+5 + 6ē → Cl-     │ 2 (окислитель восстанавливается)

       2O-2  - 4ē → O2 │ 3 (восстановитель окисляется)

б)  NH4NO2 = N2 + 2H2O

      2N-3 - 6ē → N20     |1   (восстановитель окисляется)

      2N+3 + 6ē → N20  |1   (окислитель восстанавливается)

Самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования) – реакции, в которых атомы окислителя и восстановителя входят в состав одного и того же исходного вещества, являются атомами одного и того же элемента и имеют одинаковую степень окисления.

4K2SO3 = 3K2SO4 + K2S

  S+4  -2ē → S+6      (восстановитель окисляется)

  S+4 + 6ē → S-2     │ 1   (окислитель восстанавливается)

Контрпропорционирования – реакции, в которых атомы окислителя и восстановителя входят в состав различных исходных веществ, но являются атомами одного элемента в различной степени окисления, при этом  образуются молекулы одного и того же продукта.

SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O

S+4 + 4ē → S0     1    (окислитель восстанавливается)

S-2 – 2ē → S0      2     (восстановитель окисляется)

1.4 Методы составления и уравнивания окислительно-восстановительных реакций

Существует несколько методов составления и уравнивания ОВР.

I. Метод электронного баланса

При использовании данного метода для расстановки коэффициентов перед формулами веществ в данной реакции, нужно помнить правило, которое гласит, что число электронов, отданных всеми частицами восстановителей, всегда равно числу электронов, присоединенных всеми частицами окислителей в данной реакции.

Пример:

Дана реакция:

KMnO4  + KBr + H2SO4  Br2  + MnSO4  + K2SO4 + H2O

Нужно расставить коэффициенты перед веществами в данной реакции.

Ход решения:

1. Сначала определяем изменяющиеся степени окисления элементов:

KMn+7O4 + KBr-1 + H2SO4  K2(SO4)3 + Mn+2SO4 + Br20 + H2O

2. Затем составляем электронный баланс. Для этого подсчитываем число электронов, которое нужно присоединить всеми атомами окислителя входящими в состав молекулы-окислителя, и прибавляем их число в левой части схемы процесса восстановления. В результате получаем:

 Mn+7 + 5e- = Mn+2 | 2 | окислитель, восстанавливается

2Br-1   - 2e-  = Br20   | 5 | восстановитель, окисляется

3. Полученные коэффициенты ставим перед окислителем и восстановителем в левой части уравнения и перед продуктами их восстановления и окисления – в правой части уравнения:

2KMnO4  + 10KBr + H2SO4 5Br2  + 2MnSO4  + K2SO4 + H2O

4. Уравниваем ионы веществ, не изменяющие своей степени окисления, и подбираем недостающие коэффициенты:

10KBr+2KMnO4+8H2SO4  5Br2+2MnSO4+6K2SO4+8H2O

Существуют так же: математический метод на основе материального баланса, метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций) и нетрадиционный метод Гарсиа.

1.5 Метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций)

Метод применяется для уравнивания реакций, протекающих в растворах. При этом отпадает необходимость в определении степеней окисления. Часто при уравнивании этим методом сначала неизвестны и продукты реакции – они выявляются в ходе самого уравнивания.

Рассмотрим пример, показывающий ход уравнивания реакции с помощью метода полуреакций.

Дана реакция:

FeSO4+HIO3+H2SO4 = Fe2(SO4)3 + I2 + H2O

Ход решения:

1. Сначала необходимо составить схему реакции: записать вещества в начале и конце реакции:

FeSO4+HIO3+H2SO4 

и установить химическую функцию каждого из них (HIO3  окислитель, H2SO4  кислотная среда реакции, FeSO4 −восстановитель);

2. Запишем уравнение в ионном виде, сократив те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:

Fe2+ + H+ + IO3- = 2Fe3+ + I20

3. Далее определяем окислитель и восстановитель и составим полуреакции процессов восстановления и окисления.

Fe2+ - 1e- = Fe3+                            |10| восстановитель, окисляется

2IO3- + 12H+ + 10e- = I20 + 6H2O |1| окислитель, восстанавливается

В приведенной реакции окислитель – IO3- принимает 10 электронов, восстанавливаясь в кислой среде до I20. При этом освобождается кислород, который, соединяясь с H+, образует воду.

Восстановитель Fe2+ - окисляется до Fe3+, отдавая 1 электрон.

Находим коэффициент для окислителя и восстановителя, учитывая, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления.

4. Затем необходимо просуммировать обе полуреакции, предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:

10Fe2+ + 2IO3- + 12H+ = 10Fe3+ + I20 + 6H2O

5. Запишем молекулярное уравнение, которое имеет следующий вид:

10FeSO4 + 2HIO3 + 5H2SO4 = 5Fe2(SO4)3 + I2 + 6H2O


2 НАПРАВЛЕНИЕ ОВР

О направлении ОВР можно судить по изменению энергии Гиббса системы. Если G < 0 – реакция возможна, если G > 0 - невозможна.

Кроме того, для количественной характеристики окислительно-восстановительной активности веществ, находящихся в растворах или соприкасающихся с ними, используются так называемые электродные или окислительно-восстановительные потенциалы φ.

Связь между ∆G и φ выражается уравнением  ∆G = -n·F·φ, где n – количество вещества (моль), передаваемого в процессе электронов; F- постоянная Фарадея.

Из всех возможных при данных условиях О.В.Р. в первую очередь протекает та, которая имеет наибольшую разность окислительно – восстановительных потенциалов. О.В.Р. протекают в сторону образования более слабых окислителей и восстановителей из более сильных.

E = φкатода – φанода или φок-ля > φв-ля, что возможно при Е > 0 и G < 0.

Для реакции, протекающей в стандартных условиях, связь энергии Гиббса и электродного потенциала выражается уравннеием

∆G0 = -n·F·φ0,

где φ0 – стандартный электродный (окислительно-восстановительный) потенциал. Его значения растворенных веществ относят к растворам с концентрацией 1 моль/л, а для газообразных веществ – к 101325 Па. В качестве стандартной принимают температуру 25 оC.

Рассмотрим примеры и определим направление реакции:

1. CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu

Определим окислитель и восстановитель реакции

Fe0   – 2e-   = Fe2+ |1| восстановитель, окисляется

Cu+2 + 2e-  = Cu0  |1| окислитель, восстанавливается

Запишем стандартные электродные потенциалы окислителя и восстановителя:

φок-ля 0 (Cu+2 + 2e-  = Cu0  ) = + 0.337 В

φв-ля0   (Fe0   + 2e-  = Fe2+) = -0.440 В

φок-ля 0 (Cu+2 + 2e-  = Cu0  ) > φв-ля0   (Fe0   + 2e-  = Fe2+), значит реакция пойдет в прямом направлении

  
2. 2KCl + I2 = 2KI + Cl2 

Определим окислитель и восстановитель реакции

I20   + 2e-   = 2I-   |1| окислитель, восстанавливается

Cl-1 - 2e-  = Cl20  |1| восстановитель, окисляется

φок-ля 0 (I2 + 2e = 2I-) = + 0,536 В

φв-ля0   (Cl2 + 2e = 2Cl-) = + 1.36 В

φок-ля 0 (I2 + 2e = 2I-) < φв-ля0 (Cl2 + 2e = 2Cl-), значит реакция невозможна.

3 РАСТВОРЫ. КЛАССИФИКАЦИЯ РАСТВОРОВ

Растворы – это дисперсные (раздробленные) системы, компоненты которых равномерно распределены друг в друге. Совокупность распределенных частиц называют дисперсной фазой, а фазу, в которой распределены эти частицы – дисперсионной средой.

Классификация растворов:

1. Коллоидные системы

а) грубодисперсные системы (взвеси):

  - суспензии (твердые частицы в жидкостях)

  - эмульсии (жидкость диспергирована в нерастворяющей ее другой             жидкости)

  - пены

б) коллоидные растворы (золи) – имеют размер частиц от 1 до 100 нм

в) истинные растворы (жидкие растворы) – содержат частицы растворенного вещества, не превышающие по размерам 1 нм

2.По агрегатному состоянию:

а) газообразные (газовые смеси)

б) жидкие растворы (вода морей и океанов)

в) твердые растворы (твердая однофазная система)

3. По типу взятого растворителя:

а) протонный, т.е. его молекулы способны отщеплять ион H+(H2O, HCN, CH3COOH и др.)

б) апротонный, т.е. не образующий H+ (C6H6, (CH3)2CO, CH3Cl и др.)

4. По концентрации веществ:

а) ненасыщенный - раствор, в котором концентрация растворенного вещества меньше, чем в насыщенном растворе, и в котором при данных условиях можно растворить ещё некоторое его количество

б) насыщенный -  раствор, в котором растворённое вещество при данных условиях достигло максимальной концентрации и больше не растворяется. Осадок данного вещества находится в равновесном состоянии с веществом в растворе.

в) пересыщенный - раствор, содержащий при данных условиях больше растворённого вещества, чем в насыщенном растворе, избыток вещества легко выпадает в осадок.

3.1 Способы выражения состава растворов

В связи с введением Международной системы единиц (СИ), в которой основной единицей массы является килограмм, а основной единицей количества вещества – моль, способы выражения состава раствора и значения некоторых относящихся к этому терминов претерпели определенные изменения. Появился новый способ записи единиц измерения количества вещества (дольные и кратные единицы), который учитывается при расчетах массы веществ и проч.

Например, n(H3PO4) = 0.09 моль, или 9 ммоль; n(Cl-) = 4 ∙ 10-6 моль, или 4 мкмоль и т.п.

Свойства раствора определяются качественным и количественным составом раствора. На практике количественный состав растворов выражают при помощи следующих величин:

1. Массовая доля – отношение массы растворенного вещества к массе всего раствора.

ωВ =

Это безразмерная величина, которая может быть выражена в долях единицы: процентах (%), т.е. в сотых долях; в промилле (‰), т.е. тысячных долях; в (млн-1), т.е. в миллионных долях.

2. Процентная концентрация – определяется числом процентов массы растворенного вещества к массе раствора.

ωВ,% =

3. Моляльная концентрация – отношение количества растворенного вещества в моль к массе растворителя.

Cm =

4. Молярная концентрация – отношение количества вещества, содержащегося в системе к объему этой системы.

CВ =

5. Молярная доля – отношение количества вещества (моль) компонента, содержащегося в данной системе, к общему количеству вещества системы (моль). Если эта величина безразмерна, ее можно выражать как в долях единицы, так и в %, ‰ и млн-1.

χ =

6. Молярная масса вещества отношение массы вещества к количеству моль этого вещества, то есть масса одного моля вещества. 

MВ =

7. Молярная масса эквивалентов вещества – масса одного моль эквивалентов этого вещества, равная произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества.

Mэк(В) = экв(В) ∙ MВ

8. Молярная концентрация эквивалентов (нормальная концентрация) - показывает, какое количество моль эквивалентов растворенного вещества содержится в 1 л раствора.

Cэк(В) =

9. Титр – масса вещества, содержащаяся в 1 мл раствора.

T(В) =

4 ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ ЗАДАННОЙ КОНЦЕНТРАЦИИ. РАСЧЕТЫ

5 ОПИСАНИЕ pH-метра

Универсальный иономер ЭВ-74 может быть использован для определения водородного показателя раствора (рН).

Для измерения рН в растворах используется электродная система с ионоселективными измерительными электродами и преобразователь. Значение рН контролируемого раствора определяют измерением э.д.с. электродной системы с помощью преобразователя (шкала которого проградуирована в единицах рХ (рН).

Иономер состоит из преобразователя и подставки (стойка на которой закрепляются электроды и вращающийся столик для стакана с контролируемым раствором). Общий вид преобразователя представлен на рис. 1. На лицевой панели располагаются ручки оперативного управления и регистрирующий прибор (1). На шкале регистрирующего прибора имеются следующие оцифровки: "-119" - для измерения рH в широком диапазоне и "0  5" , "1 4" - для измерения в узких диапазонах (показания прибора суммируются со значением, соответствующим началу диапазона).

    Для установки температуры измеряемого раствора на шкале регистрирующего прибора имеется оцифровка "0100". К органам оперативного управления, используемым при определении рН, относятся: "рХ" (6), "сеть" (3), кнопки выбора рода работы (2): "рХ", "t", 5 кнопок выбора диапазона измерения (5): "-119", "-1 4", "4 9", "9 14", "1419".

Рис.1. Внешний вид преобразователя (вид спереди) универсального иономера ЭВ-74: 1 - регистрирующий прибор; 2 - кнопки выбора рода работы; 3 - выключатель сети; 4 - глазок индикации включения; 5 - кнопки выбора диапазона измерения; 6 - ручки оперативного управления прибором; 7 - оси переменных резисторов заводской настройки и регулировки прибора; 8 - корректор нуля; 9 - лицевая панель.

6 РАСЧЕТНАЯ ЧАСТЬ

6.1 Уравнение реакции с использованием метода электронно-ионного баланса

K2Cr2O7 + 3Na2SO3 + 4H2SO4  =  Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + K2SO4 + 4H2O

Cr2O72-   + 14H+  +6е-   =  2Cr3+ + 7H2O  | 6 | 1 | окислитель, восстанавливается

  SO32- + H2O     -2е-  =  SO42-  +2H+    | 2 | 3 | восстановитель, окисляется

Cr2O72-   + 8H+ + 3SO32-   =  2Cr3+ + 4H2O  +  3SO42-

Получили:

K2Cr2O7 + 3Na2SO3 + 4H2SO4  =  Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + K2SO4 + 4H2O

6.2 Описание методики определения редокс-потенциала

Порядок работы:

Для измерения э.д.с. раствора необходимо использовать платиновый высокотемпературный электрод типа ЭВП-1, который поключается к гнезду «ИЗМ.» на задней панели прибора. В качестве электрода сравнения используется вспомогательный хлорсеребряный электрод ЭВЛ-1М3, который подключается к гнезду «ВСП.». В процессе работы пробка на вспомогательном электроде должна быть удалена.

Перед включением прибора в сеть снять перемычку между гнездами «2V» и «20mV» на задней панели прибора; проверить и при необходимости установить механический путь регистрирующего прибора. Переключатели прибора установить в положение «t0» и «-1-19», после чего прибор включить в сеть. Через 30 мин. Приступить к работе в следующем порядке:

1. Электроды промыть дистиллированной водой, удалить остатки воды фильтровальной бумагой;

2. Погрузить электроды в стаканчик с раствором;

3. Нажать кнопку «mV» и кнопку выбранного диапазона измерений;

4. Нажать (–) или отжать (+) кнопки  «АНИОНЫ/КАТИОНЫ (+/–)» в зависимости от полярности измеряемого напряжения;

5. После установления показаний снять отсчет.

6.3 Проведение эксперимента и расчеты оксилительно-восстановительного потенциала. Определение pH среды

6.4 Расчет окислительно-восстановительного потенциала по уравнению Нернста и сравнение его с полученным экспериментально

φCr2O72-/ 2Cr3+ = φ0Cr2O72-/ 2Cr3+ +  ∙ lg

φCr2O72-/ 2Cr3+ = +1.232 + 0.00983 ∙ lg  + 0.00983 ∙ lg [H+]14

φCr2O72-/ 2Cr3+ = +1.232 - 0.0983pH

7 ВЫВОДЫ

Роль окислительно-восстановительных процессовО.В.Р. играют важную роль в природе и технике. О.В.Р. – это процессы фотосинтеза у растений, процессы дыхания у животных и человека, процессы горения топлива. Иногда О.В.Р. наносят ущерб природе и человеку, например, при коррозии металлов, лесных пожарах, образовании токсичных диоксинов.

При помощи О.В.Р. получают металлы, органические и неорганические соединения, проводят анализ различных веществ, очищают природные и сточные воды, газовые выбросы.

8 БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1. Глинка Н. Л. Общая химия: учебное пособие для вузов / Н. Л. Глинка. – М. : Интеграл-Пресс, 2000. – 728 с.

2. Габриелян О. С. Химия: пособие для школьников старших классов и поступающих в вузы / О. С. Габриелян, И. Г. Остроумов. – М. : Дрофа, 2005. – 703 с.

                                       


 

А также другие работы, которые могут Вас заинтересовать

28178. Тепловое излучение тел и его законы. Ультрафиолетовая катастрофа. Формула Планка 102 KB
  Отличительной чертой теплового излучения является то что оно возникает за счет внутренней энергии тела. Тепловое излучение имеет сплошной спектр положение максимума в спектральной кривой излучения зависит от температуры. При полном термодинамическом равновесии все части системы имеют одинаковую температуру и энергия теплового излучения испускаемого каждым телом компенсируется энергией поглощаемого этим телом теплового излучения других тел. Спектр равновесного излучения не зависит от природы вещества.
28179. Фотоэффект. Основные законы внешнего фотоэффекта. Уравнение Эйнштейна. Внутренний фотоэффект. Фотоэлементы и их применение 87.5 KB
  Фотоэффект. Основные законы внешнего фотоэффекта. Внутренний фотоэффект. Явление вырывания электронов с поверхности вещества под действием электромагнитного излучения называется внешним фотоэффектом.
28180. Поглощение (абсорбция) света веществом. Закон Бугера. Элементарная квантовая теория излучения и поглощения света. Спонтанные и вынужденные переходы. Коэффициенты Эйнштейна. Условие усиления света 165 KB
  Элементарная квантовая теория излучения и поглощения света. Условие усиления света Под действием электромагнитного поля световой волны проходящей через вещество возникают колебания электронов среды с чем связано уменьшение энергии излучения затрачиваемой на возбуждение колебаний электронов. Частично эта энергия восполняется в результате излучения электронами вторичных волн частично она может преобразовываться в другие виды энергии. Действительно опытным путем установлено а затем и теоретически доказано Бугéром что интенсивность...
28181. Лазеры. Принципиальная схема лазера. Основные структурные элементы лазера и их назначение. Типы лазеров. Основные характеристики лазеров 181 KB
  Каждому радиационному переходу между энергетическими уровнями и в спектре соответствует спектральная линия характеризующаяся частотой и некоторой энергетической характеристикой излучения испущенного для спектров испускания поглощенного для спектров поглощения или рассеянного для спектров рассеяния атомной системой. При этом распространение излучения в среде обязательно сопровождается уменьшением его интенсивности выполняется закон Бугера где интенсивность излучения вошедшего в вещество d толщина слоя коэффициент...
28182. Оптика движущихся сред. Эффект Доплера. Поперечный и продольный эффект Доплера 194 KB
  Он гласит: все физические законы независимы инвариантны по отношению к выбору инерциальной системы отсчёта. Это означает что уравнения выражающие законы физики имеют одинаковую форму во всех инерциальных системах отсчёта. Поэтому на основе любых физических экспериментов нельзя выбрать из множества инерциальных систем отсчёта какуюто главную абсолютную систему отсчёта обладающую какимилибо качественными отличиями от других инерциальных систем отсчёта. Она одинакова во всех направлениях в пространстве и во всех инерциальных системах...
28183. Поляризация света. Способы получения поляризованного света. Закон Малюса. Поляризационные призмы 238.5 KB
  Явление поляризации света было открыто Эразмусом Бартолинусом, датским учёным, в 1669 году. В своих опытах Бартолинус использовал кристаллы исландского шпата, имеющие форму ромбоэдра. Если на такой кристалл падает узкий пучок света, то, преломляясь
28184. Распространение света в изотропных средах. Отражение и преломление света на границе между диэлектриками. Основные законы геометрической оптики. Формулы Френеля 146 KB
  При этом падающий отражённый и преломленный лучи лежат в одной плоскости с перпендикуляром восстановленным к границе раздела сред в точке падения О. Углы соответственно углы падения отражения преломления волн. Амплитуду падающей волны разложим на составляющие Ер параллельную плоскости падения и Еs перпендикулярную плоскости падения. Для составляющих вектора Е перпендикулярных плоскости падения рисунок 3 выполняются условия в которых индексы при Е и p при Н опущены: .
28185. Линза как оптическая система. Аберрации линз 126 KB
  На рисунке 1 введены обозначения: a1 расстояние от вершины первой преломляющей поверхности до осевой точки A предмета; a´1 расстояние от вершины первой преломляющей поверхности до изображения A´ получаемого после преломления на ней; a2 расстояние от вершины второй преломляющей поверхности до точки A´; a´2 расстояние от вершины второй преломляющей поверхности до изображения A´´ построенного линзой. Для любой центрированной оптической системы выполняется условие Лагранжа Гельмгольца: ...
28186. Интерференция света. Условия возникновения стационарной интерференции света. Интерференционные схемы с делением волн по фронту (опыт Юнга, зеркало Ллойда, бизеркало Френеля, бипризма Френеля). Влияние размеров источника на интерференционную картину. Усло 159 KB
  Интерференционные схемы с делением волн по фронту опыт Юнга зеркало Ллойда бизеркало Френеля бипризма Френеля. Пусть в точках А и В рисунок 1 находятся два монохроматических источника волны от которых доходят до точки наблюдения С. Взаимное усиление или ослабление двух или большего числа волн при их наложении друг на друга при одновременном распространении в пространстве называется интерференцией волн. Интерференционная картина ИК распределение интенсивностей в области волнового поля где волны налагаются друг на друга.