Материал: Khimia_bilety

42. Электролитическая диссоциация воды. Ионные произведения воды. Водородный показатель. Понятие об индикаторах.

Удельная электроотрицательность дистиллированной воды составляет:

c=5.48*10^-8 Ом^-1*см^-1

(термохимическое правило знаков т.е. теплота поглощается)

K_д=[H⁺][OH^-]/[H₂0]=1.86*10^-18 при t=22⁰

Вода-смесь молекул воды, катионов водорода и анионов гидроксила, в знаменателе – концентрация недиссоциированных молекул воды в воде.

K_Д[H₂O]=[H⁺][OH^-]=K_В – ионное произведение воды.

Полагаем, что концентрация недиссоциированных мол-л воды в воде равна общей мольной концет-ии воды.

[H₂O]=1000/18.016=55.56 моль/л

К_В=[H⁺][OH^-]=1.8*10^-16*55.56=10^-14 при t=22⁰С

Поскольку процесс диссоц-ии воды – пр-сс эндотермический, то с ростом температуры дис-ция воды будет усиливаться,. а значит ионное произведение воды будет увеличиваться.

К_В=а*10^-14

[H⁺]=[OH^-] – условие нейтральности воды.

[H⁺]=К_В=1.008*10^-14=1.004*10^-7 г-ион/л

Мы можем определить a:

a=[H⁺]/[H₂0]=1.004*10^-7/55.56=1.8*10^-9 при t=25⁰C

нейтральный раствор:[H⁺]=10^-7 г-ион/л

кислый раствор: [H⁺]>10^-7 г-ион/л

щелочной раствор: [H⁺]<10^-7 г-ион/л

Допустим : [H⁺]=10^-4; К_В=[H⁺][OH^-]=10^-14

Отсюда находим [OH^-]=К_В/[H⁺]=10^-10

10^-4>10^-10Ю[H⁺]>[OH⁼],Ю раствор имеет кислую реакцию. Т.к. неудобно иметь дело с отрицательными степенями договорились степень кислотности растворов оценивать при помощи водородного покпзателя pH=-lg[H⁺]

нейтральный раствор pH=7

кислый раствор pH<7

щелочной рас-р pH>7

Сок лимона-2.1, черный кофе-5, дождевая вода-6.5, кровь здоровогочел-ка-7.4.

Индикаторы- это слабые органич-ие кислотыили основания, к-ые меняют окраску при изменении велечины pH.

Нинд«Н⁺+инд ^- (лакмус, фенолфталеин)

индОН«инд⁺+ОН^-

DрН для лакмуса=3ед(5ё8) или 2ед(6ё8) (красный окрас®синий окрас)

Молекулы лакмуса – красные, ионы – синие. В кислоте равновесие смещается влево – к красному, в щелочи водород связывается, равновесие вправо к синему.

Фенолфталеин – кислота. Молекулы – бесцветные, а анион (инд^-) емеет малиновый цвет). Если введем в рас-р щелочи, то за счет связывания катионов Н, получается малиновый цвет, в кислом рас-ре окрас бесцветный.

Универсальный Инд-смесь целого ряда инд-оров.

43. Гидролиз солей.

-разложение солей под действием воды.

С точки зрения теории электрической диссоциации, кислота – вещ-во, кот-е в водном раст-ре отщепляет только 1-н вид катионов – Н⁺. Н_nA«nH⁺+A^n-.Основание – такое вещ-во,кот-е в водном р-ре отщепляет только 1-н вид анионов – анионы гидроксила. Me(OH)p «Me^p++pOH^- - нейтрализация. Наряду с кислотами и основ-ми сущ-ют амфолиты – вещ-ва, кот-е в зависимости от величины РН могут дисс-ть или по схеме кис-ты или по схеме основ-я. Zn(OH)₂, Cr(OH)₃.. Zn(OH)₂«Zn²⁺ +2OH^-«H₂ZnO₂«2H⁺+ZnO₂^2- Гидролиз – реакция обратная р-ции нейтрализации. Если ра-ряем соль в воде, то соль диссоц-т на ионы (катион и анион), но одновременно вода диссоц-т на катион водорода и ОН^-. Ионы соли могут связываться с Н⁺ и ОН^-. Если степень связанности Н⁺ с ионами соли будет >, чем ОН^-, то р-р соли перейдет в щелочную реакцию, если будут > связаны ОН^-, то в кислую р-ю.

Примеры гидролиза.

1) соль слабой к-ты и сильного основ-я.

CH₃COONa«CH₃COO^-+Na⁺

H₂O« Н⁺+ OH^-

CH₃COONa+ H₂O® CH₃COOH+NaOH

Раствор соли, образов-й слабой кисло-й и силь-м основанием имеет РН>7

Константа гидролиза К_Г – это константа равновесия реакции гидролиза.

К_Г = Кв/К_Д[CH3COOH]

К_Г = [CH3COOH] [OH^-]/[CH3COO^-] [H20] К_Г = [CH3COOH] [OH] [H⁺]/[CH3COO^-] [H⁺]

К_{Д CH3COOH} =[CH3COOH^-] [H⁺]/[CH3COOH]

2) соль слабой 2-х – основной кислоты и сильного основания.

1 ступень: Na2CO3+H20=NaHCO3+NaOH 2 ступень: NaHCO3 +H20= NaOH+H2CO3

{ионный вид} РН>7 {ионный вид} PH>7

3) cоль сильной к-ты и слабого основания

NH4Cl+H20=HCL+NH4OH PH>7

4)соль сильной к-ты и слаб многоатомного основ-я Al₂CO₃®AlOHCl2®Al(OH)2Cl®Al(0H)3

5) соль сильной к-ты и силь. основ-я

KNO3+H2O=KOH+HNO3 Гидролизу не подвергается.Р-р такой соли имеет нейтральную р-цию. РН=7

6) соль слаб к-ты и слаб основ-я CH3COONH4+H20=CH3COOH+NH4OH

К_Г = Кв/К_{Д CH3COOH}К_{Д NH4OH} Если к-та сильнее основания , то р-р имеет кислую р-цию, если основ-е сильнее, то щелоч-ю реакц-ю

7 ) соль очень слаб к-ты и очень слаб основ-я Al2S3+6H20=2Al(OH)3Ї+3H2S2­. Соль подвергается полному гидролитическому разложению.

Степень гидролиза h=число гидролизов молей соли / общ число растворен-х молей соли *100%. h увеличив-я с ростом t° и с ростом разбавления. h­ при t­ т.к. Кв­ с ростом ­

SbCl3+2H20«ЇSb(OH)2Cl+2HCl РН>7 Р-ры многих солей во избежание гидролиза можно хранить в подкисленном или в подщелочном виде.

44. Окислительно-восстановительные реакции. Ионно-электронный метод подбора коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях.

Окислительно-восстановительные процессы связаны с перераспределением электронов между атомами или ионами веществ, участвующих в реакции. Принято считать процесс отдачи веществом электронов окислением, а процесс присоединения электронов – восстановлением. Если одно вещество теряет электроны, то другое вещество, участвующее в реакции, должно их присоединить, при этом общее число электронов, отдаваемых восстановителем, должно быть равно общему числу электронов, присоединяемых окислителем.

Процесс окисления-воостановления с участием кислородсодержащих ионов является сложным процессом, поскольку одновременно с переходом электронов от восстановителя к окислителю происходит разрыв ковалентных связей. Такие реакции протекают с участием молекул или ионов среды. Существует несколько методов составления окислительно-восстановительных реакций, наиболее совершенным среди которых является ионно-электронный метод. Сущность этого метода заключается в следующем:

1. Вначале составляют частные уравнения процесса окисления и процесса восстановления, записывая вещества в той форме, в которой они существуют в растворе: сильные электролиты в ионной форме, слабые – в молекулярной.

2. С участием ионов среды (Н⁺ в кислой, ОН^- в щелочной) или молекул H₂O осуществляют материальный баланс, а затем электронный баланс.

3. Составленные частные уравнения суммируют, умножая на соответствующие коэффициенты, подобранные таким образом, чтобы число электронов, теряемых восстановителем, было бы равно числу электронов, приобретаемых окислителем. В результате получают ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции.

4. Переносят соответствующие коэффициенты из ионного уравнения в уравнение реакции, написанное в молекулярной форме, и уравнивают количество ионов, не принимавших участие в процессе окисления и восстановления.

Пример:

45. Возникновение скачка потенциала на границе раздела «металл-раствор». Равновесный электродный потенциал.

В электрохимии электродом называется проводник первого рода, погруженный в раствор электролита в условиях прохождения через него тока.

В объеме металла имеем подвижное равновесие:

На электроде имеем:

Поверхность электрода заряжается отрицательно за счет оставшихся на нем электроном, вследствие чего перешедшие в раствор гидратированные катионы не могут отойди от электрода и остаются вблизи него, образуя в совокупности с электронами т.н. двойной электрический слой. Пограничный слой жидкости заряжается положительно, металл – отрицательно, получается конденсатор. Возникает скачок электрических потенциалов – электродный потенциал.

Толщина двойного слоя зависит от концентрации, температуры, заряда металла, колеблясь от нескольких ангстрем до микрона. Переход ионов металла в раствор – окисления, обратный процесс превращения гидратированных ионов металла в атомы – восстановление. Потенциал, отвечающий состоянию равновесию, когда скорость восстановления равна скорости окисления, называют равновесным потенциалом.

При погружении любого металла в воду имеем качественно одно и то же – металл заряжается отрицательно, жидкость вокруг – положительно.

При помещении активного и неактивного металла в растворы их солей активный заряжается отрицательно, а неактивный – положительно.

46. Медно-цинковый гальванический элемент. Процессы на электродах. Эдс.

При разомкнутой внешней цепи электроды приобретают равновесные потенциалы, которые отличаются и по знаку и по велечине.

Ме+mH₂O <-> Meⁿ⁺ + nH₂O + nē (1)

Замыкаем внешнюю цепь на сопротивление. ē – ы идут от Zn k Cu. Равновесие (1) на Zn-ом электроде нарушилось. Для того, чтобы равновесие восстановилось, Zn-ый электрод начинает растворяться, при этом в раствор переходят ионы цинка. Электроны, приходящие на медный электрод, восстанавливают медь. В рез-те этого процесс равновесия (1) тоже нарушается. Чтобы равновесие восстановилось, из глубины рас-ра к Cu поступают новые порции катионов меди:

1)           (-) Zn-> Zn²⁺ + 2 ē (окислитель)

2)           (+) Cu²⁺+ 2 ē->Сu⁰

S            Zn+Cu²⁺<->Zn²⁺+Cu⁰

Zn+CuSO₄<->ZnSO₄+Cu

Поскольку в левом отделении увеличивается концентрация катионов Zn, в этом отделении будет наблюдаться недостаток анионов SO₄. В правом отделении за счет ухода катионов меди наблюдается избыток анионов SO₄. Избыточные анионы SO₄ через пористую перегородку проходят в левую часть. Цепь замыкается.

Гальванический элемент – это любое устройство, позволяющее получить электрический ток за счет проведения в этом устройстве химической реакции. Гальваническая цепь – это последовательная совокупность скачков потенциалов на границах раздела фаз. Причиной возникновения эл. тока является разность потенциалов на электродах. MAX разность потенциалов, отвечающая обратимому протеканию процесса называется ЭДС элемента, E.

φ₄

(-) Zn ¦ZnSO₄¦CuSO₄ ¦Cu (+)

φ₁ φ₂ φ₃ / E= φ₁ + φ₂ + φ₃ + φ₄ (алгебраическая сумма скачков потенциалов на границе раздела фаз)