Материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления пользователям Интернета и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав.
© 2018 - 2024
В насыщенном растворе труднорастворимого сильного электролита произведение концентрации его ионов в степенях стехиометрических коэффициентов при данной температуре есть величина постоянная, называемая произведением растворимости (ПР). Концентрация каждого иона в насыщенном растворе электролита может быть изменена, но при этом изменяется и концентрация другого иона так, что произведение концентраций сохраняет прежнюю величину. Поэтому, если в насыщенный раствор электролита ввести некоторое количество одного из ионов, входящих в состав электролита, то концентрация другого иона должна уменьшиться и часть растворенного электролита выпадет в осадок, то есть растворимость электролита понижается от введения в раствор одноименных ионов.
ПР AmBn = [A]m [B]n.
36.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Соотношение концентраций ионов H + и ОН- в нейтральной, кислой и щелочной средах. Водородный показатель. Шкала рН водных растворов. Цветные индикаторы рН.
Ионное произведение воды — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксила OH− в воде или в водных растворах, показатель уровня кислотности раствора. K·[H2O] = [H+]*[OH-]. бозначим произведение K·[H2O] = Kв = 1,8·10−16 моль/л·55,56 моль/л = 10−14моль²/л² = [H+]·[OH−] (при 22 °C).
Водородный показатель, pH, — это мера активности (в случае разбавленных растворов совпадает с концентрацией) ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов выраженной в молях на литр.
pH = -lg [H+].
В чистой воде при 22 °C концентрации ионов водорода ([H+]) и гидроксид-ионов ([OH-]) одинаковы и составляют 10-7 моль/л, это напрямую следует из определения ионного произведения воды, которое равно [H+] · [OH-] и составляет 10−14 моль2/л2 (при 22 °C). Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, говорят, что раствор имеет нейтральную реакцию. При добавлении к воде кислоты концентрация ионов водорода увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении основания — наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает. Когда [H+] > [OH-] говорят, что раствор является кислым, а при [OH-] > [H+] — щелочным. Для удобства представления, чтобы избавиться от отрицательного показателя степени, вместо концентраций ионов водорода пользуются их десятичным логарифмом, взятым с обратным знаком, который собственно и являтся водородным показателем — pH).
Для грубой оценки концентрации водородных ионов широко используются кислотно-основные индикаторы — сложные органические вещества-красители, цвет которых зависит от pH среды. К наиболее известным индикаторам принадлежат лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый (метилоранж) и другие. Индикаторы способны существовать в двух по-разному окрашенных формах — либо в кислотной, либо в основной. Изменение цвета каждого индикатора происходит в своём интервале кислотности, обычно составляющем 1—2 единицы. Для расширения рабочего интервала измерения pH используют так называемый универсальный индикатор, представляющий собой смесь из нескольких индикаторов. Универсальный индикатор последовательно меняет цвет с красного через жёлтый, зелёный, синий до фиолетового при переходе из кислой области в щелочную. Определения pH индикаторным методом затруднено для мутных или окрашенных растворов.
Кислоты и основания. Электролитическая диссоциация кислот и оснований. Сильные и слабые кислоты и основания. рН водных растворов кислот и оснований. Характеристика современных теорий кислот и оснований.
Кислоты - это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор катионы водорода и никаких других положительных ионов не образуют.
Сильные кислотыHCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4, H2SeO4, HNO3, HMnO4, H2Cr2O7 и т.п.
Слабые кислотыHF, H2S, HCN, HClO, HNO2, H3PO4, H2CO3, CH3COOH, H4SiO4 и другие
Основания - это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор гидроксид-ионы и никаких других отрицательных ионов не образуют.
Диссоциация малорастворимых оснований Mg(OH)2, Cu(OH)2, Mn(OH)2, Fe(OH)2 и других практического значения не имеет. К сильным основаниям (щелочам) относятся NaOH, KOH, Ba(OH)2 и некоторые другие. Самым известным слабым основанием является гидрат аммиака NH3 · H2O.
Кислоты являются, наряду с растворимыми основаниями (щелочами) и растворимыми солями , электролитами, то есть, веществами, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. Понятие "сильная" или "слабая" кислота является характеристикой кислоты как сильного или слабого электролита. На "сильные" и "слабые" электролиты делятся в зависимости от степени диссоциации.
Степень диссоциации (альфа) показывает, какая часть молекул распалась на ионы.
Альфа (степень диссоциации) =отношению числа молекул, которые распались на ионы, к общему числу молекул в растворе: альфа=n/N, альфа%=n/N*100%.
В абсолютно чистой воде, не содержащей даже растворенных газов, концентрации ионов Н+ и ОН– равны (раствор нейтрален). В других случаях эти концентрации не совпадают: в кислых растворах преобладают ионы Н+, в щелочных – ионы ОН–. Но их произведение в любых водных растворах постоянно. Поэтому если увеличить концентрацию одного из этих ионов, то концентрация другого иона уменьшится во столько же раз. Так, в слабом растворе кислоты, в котором [H+] = 10–5 моль/л, [OH–] = 10–9 моль/л, а их произведение по-прежнему равно 10–14. Аналогично в щелочном растворе при [OH–] = 3,7Ч10–3 моль/л [H+] = 10–14/3,7Ч10–3 = 2,7Ч10–11 моль/л. При комнатной температуре в нейтральных растворах рН = 7, в кислых растворах рН < 7, а в щелочных рН > 7.
Одна из основных современных теорий кислот и оснований — электронную (её второе название — теория Льюиса). Согласно ей, кислота — вещество, принимающее электронные пары, то есть акцептор электронных пар, а основание — вещество, отдающее электронные пары, то есть донор электронных пар (в химии такие соединения получили названия соответственно кислот и оснований Льюиса). Современной теорией кислот и оснований является протонная теория Бренстеда – Лаури, которая объясняет проявление веществами кислотной или основной функции тем, что они вступают в реакции протолиза – реакции обмена протонами (катионами водорода) Н+. Согласно этой теории кислота – это протонсодержащее вещество НА, являющееся донором своего протона; основание – вещество Е, акцептирующее протон, отданный кислотой. В общем случае реагент – кислота и реагент – основание , а также продукт – основание и продукт – кислота конкурируют между собой за обладание протоном, что приводит обратимую кислотно-основную реакцию к состоянию протолитического равновесия.
Растворы солей. Средние (нормальные), кислые и основные соли. Электролитическая диссоциация солей. Гетерогенные равновесия в растворах труднорастворимых солей. Произведение растворимости. Гидролиз солей.
Продуктами полного замещения являются средние соли, например. Na2SO4, MgCl2, неполного-кислые или основные соли, например KHSO4, СuСlOН. Различают также простые соли, включающие один вид катионов и один вид анионов (например, NaCl), двойные соли содержащие два вида катионов (например, KAl(SO4)2 •12H2O), смешанные соли, в составе которых два вида кислотных остатков (например, AgClBr). Комплексные соли содержат комплексные ионы, например K4[Fe(CN)6].
Средние соли - продукты полной нейтрализации кислот основаниями:
3Ba(OH)2 + 2H3PO4 = Ba3(PO4)2↓ + 6H2O
Кислые соли - продукты неполной нейтрализации:
Ba(OH)2 + 2H3PO4 = Ba(H2PO4)2 + 2H2O
Ba(OH)2 + H3PO4 = BaHPO4↓ + 2H2O
Основные соли - продукты неполной нейтрализации:
Co(OH)2 + HNO3 = CoNO3(OH) + H2O
Известны также соли, содержащие два химически разных катиона (двойные соли) или аниона (смешанные соли).
Соли - это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор любые катионы, кроме Н+ и любые анионы, кроме OH−. После растворения и диссоциации средних и кислых солей их катионы и/или анионы могут далее взаимодействовать с водой - подвергаться обратимому гидролизу; за счет последнего процесса в растворах многих солей появляются катионы Н+ и/или анионы OH−.
ПР AmBn = [A]m [B]n.
Взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию молекул слабого электролита, называют гидролизом солей.
Различают несколько вариантов гидролиза солей:
1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания:
Na2CO3 + Н2О = NaHCO3 + NaOH
CO32- + H2O = HCO3- + OН-
2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания:
СuСl2 + Н2О = CuClOH + HCl
Cu2+ + Н2О = CuOH+ + Н+
3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OН)3 + 3H2S
2Аl3+ + 3S2- + 6Н2О = 2Аl(OН)3 + ЗН2S
Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.
Растворы комплексных соединений. Характеристика комплексных соединений. Первичная и вторичная диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости комплекса. Комплексные кислоты, основания и соли.
Комплексные соединения, иногда называемые координационными — соединения, или ионы, которые образуются в результате присоединения к данному иону (или атому), называемому комплексообразователем, нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами. Ядро К. с. (комплекс) составляет центральный атом - комплексообразователь (в приведённом примере Fe) и координированные, т. е. связанные с ним, молекулы или ионы, называемые лигандами (в данном случае кислотный остаток CN). Лиганды составляют внутреннюю сферу комплекса.
Комплексные соединения катионного и анионного типа чаще всего растворимы в воде; в их водных растворах устанавливаются химические равновесия, иногда довольно сложные. Комплексы-неэлектролиты, как правило, малорастворимы в воде; растворившаяся часть комплексов ведет себя как слабый электролит. При первичной диссоциации комплекса, имеющего ионы внешней сферы, соединение ведет себя как сильный электролит – полностью отщепляет ионы внешней сферы. Затем происходит вторичная диссоциация комплекса уже по типу слабого электролита – отщепляются лиганды внутренней сферы.
Если вместо равновесия в реакциях образования комплексов рассматривать обратный процесс – реакции диссоциации комплексов (или реакции обмена лигандов на молекулы растворителя), то соответствующие константы будут носить название ступенчатых констант нестойкости комплексов.
Комплексные кислоты. Данная товарная позиция также включает комплексные кислоты, состоящие из двух или более минеральных кислот, не содержащих металлы (например, хлорзамещенные кислоты), или из кислоты, образованной неметаллом, и кислоты, образованной металлом (например, кремневольфрамовая кислота или боровольфрамовая кислота), не включенные в другие товарные позиции данной группы.
Гидроксокомплексы, то есть комплексные частицы, в которых в качестве лигандов присутствуют гидроксильные группы, которые до вхождения в состав комплексной частицы были гидроксид-ионами.
Комплексные соли — особый класс солей. Это сложные вещества, в структуре которых выделяют координационную сферу, состоящую их комплексообразователя (центральной частицы) и окружающих его лигандов.
Ионные реакции в растворах. Характеристика ионных реакций. Условие протекания реакции ионного обмена. Молекулярное и ионно-молекулярное уравнение реакции ионного обмена. Направление реакций ионного обмена.
Реакции ионного обмена - это реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов. Простые ионные реакции без переноса электронов происходят, когда один из продуктов нерастворим (газ или твердое вещество) или является ковалентно связанным веществом, остающимся в растворе. Отличительной особенностью реакции ионного обмена от окислительно-восстановительных реакций является то, что они протекают без изменения степеней окисления, участвующих в реакции частиц.
Условия, при которых реакции ионного обмена протекают до конца:
1. Образуются малодиссоциирующие вещества (слабые электролиты).
2. Нерастворимые и газообразные вещества.
3. Если в результате реакции выделяется газообразное вещество.
Характеристика окислительно-восстановительного процесса. Окисление и восстановление, окислитель и восстановитель. Изменение степени окисления элементов при окислении и восстановлении. Уравнение окислительно-восстановительного процесса. Обратимость окислительно-восстановительного процесса.
Окислительно-восстановительные реакции — это химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующимся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.
Окислительно-восстановительными (или редокc-реакциями) называются реакции, сопровождающиеся переносом электронов от донора к акцептору. По аналогии с кислотно-основными реакциями взаимодействующие вещества образуют сопряженные пары, которые принято называть окислительно-восстановительными парами. В ходе редокс-реакции восстановленная форма одной редокс-пары (восстановитель) переносит электроны на окисленную форму (окислитель) другой пары. При этом восстановитель окисляется, а окислитель восстанавливается.
Окислитель — вещество, в состав которого входят атомы, присоединяющие во время химической реакции электроны, иными словами, окислитель — это акцептор электронов.
Восстановитель – вещество, отдающее во время химической реакции электроны.
Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается.
При окислении вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Атомы окисляемого вещества, назваются донорами электронов, а атомы окислителя — акцепторами электронов.
Критерий полноты ОВР (или критерий химической необратимости ОВР). Степень полноты протекающей в прямом направлении реакции при Δφо > 0 зависит от величины Δφо. Чтобы реакция протекала практически нацело или "до конца", т.е. до исчерпания по меньшей мере одной из исходных частиц (ионов, молекул), или, иначе говоря, чтобы она была химически необратимой, нужно, чтобы разность стандартных потенциалов была достаточно велика. Заметим, что любая реакция, независимо от ее химической обратимости, всегда термодинамически необратима, если она протекает в пробирке или ином химическом реакторе, т.е. вне обратимого гальванического элемента или иного специального устройства).
Окислитсльно-восстановительные реакции. Отличительный признак окислительно-восстановительных реакций. Характеристика процессов окисления и восстановления, окислителя и восстановителя. Методы составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.
Химические реакции, при которых происходит существенное перераспределение электронной плотности, сравнимое с переходом электрона от одного атома к другому, относят к окислительно-восстановительным реакциям. Оценить же, насколько значительны изменения электронной структуры атомов при химической реакции, можно, используя понятия электроотрицательность и степень окисления.
Термодинамика окислительно-восстановительных процессов. Уравнение окислительно-восстановительного процесса. Направление самопроизвольного протекания окислительно-восстановительного процесса. Уравнение Нернста.
Окислительно-восстановительные реакции удобно представлять в виде суммы двух полуреакций, аналогичных тем, которые использовались для иллюстрации перемещения электронов между ионами натрия и хлора. Каждая полуреакция характеризуется электродным окислительно-восстановительным потенциалом, величиной которого определяется легкость передачи электронов. Этот потенциал зависит не только от природы соединения, но также от его концентрации, концентрации других веществ, вступающих в реакцию, и от температуры.
Уравнение Нернста связывает окислительно-восстановительный потенциал системы с концентрациями веществ, входящих в электрохимическое уравнение, и стандартными потенциалами окислительно-восстановительных пар. φ(Ox/Red) = φo(Ox/Red) + RT/(nF) ln [Ox]/[Red]. Если рассматривается изменение потенциала по мере протекания реакции, то сначала это начальные концентрации, затем концентрации, зависящие от времени, и, наконец, после прекращения реакции, равновесные.
По мере протекания реакции вычисляемый по уравнению Нернста потенциал окислителя уменьшается, а отвечающий второй полуреакции потенциал восстановителя, напротив, увеличивается. Когда эти потенциалы выравниваются, реакция прекращается, и система приходит в состояние химического равновесия.
Критерий направления реакции в стандартных условиях. Если в реакционной смеси присутствуют как исходные вещества, так и образуемые ими при протекании ОВР продукты реакции или, иначе говоря, два окислителя и два восстановителя, то направление реакции определяется тем, какой из окислителей в данных условиях в соответствии с уравнением Нернста окажется более сильным. Особенно просто определяется направление реакции в стандартных условиях, когда все участвующие в ней вещества (частицы) находятся в своих стандартных состояниях. Более сильным в этих условиях, очевидно, оказывается окислитель той пары, которая характеризуется более высоким стандартным потенциалом.
Хотя направление реакции в стандартных условиях этим однозначно определено, мы, заранее не зная его, можем написать уравнение реакции или правильно (реакция в стандартных условиях действительно идет в принятом нами, т.е. в прямом направлении) или неправильно (реакция идет в обратном принятому нами направлении). Любая запись уравнения ОВР предполагает определенный выбор окислителя в левой части уравнения. Если в стандартных условиях этот окислитель сильнее, реакция пойдет в прямом направлении, если нет – в обратном.
45. 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.
Стандартный электродный потенциал. Стандартный водородный электрод. Ряд стандартных электродных потенциалов. Количественная характеристика активности окислителей и восстановителей величинами стандартных электродных потенциалов.
Стандартный электродный потенциал (нормальный электродный потенциал) — потенциал электрода в растворе, в котором ионы, определяющие электродный процесс, имеют активность, равную единице. Величины стандартного электродного потенциала измеряются относительно стандартного (нормального) водородного электрода, потенциал которого условно принимается равным нулю и выражается в вольтах.
Водородный электрод (ВЭ) представляет собой пластинку или проволоку из металла, хорошо поглощающего газообразный водород (обычно используют платину или палладий), насыщенную водородом (при атмосферном давлении) и погруженную в раствор, содержащий ионы водорода. Потенциал платины зависит от концентрации ионов [Н+] в растворе. Электрод является эталоном, относительно которого ведется отсчет электродного потенциала определяемой химической реакции. При давлении водорода 1 атм., концентрации протонов в растворе 1 моль/л и температуре 298 К потенциал ВЭ принимают равным 0 В. При сборке гальванического элемента из ВЭ и определяемого электрода, на поверхности платины обратимо протекает реакция: 2Н+ + 2e- = H2 то есть, происходит либо восстановление водорода, либо его окисление - это зависит от потенциала реакции, протекающей на определяемом электроде. Измеряя ЭДС гальванического электрода при стандартных условиях (см. выше) определяют стандартный электродный потенциал определяемой химической реакции.
Дата: 2019-07-30, просмотров: 203.