Студопедия

КАТЕГОРИИ:


Архитектура-(3434)Астрономия-(809)Биология-(7483)Биотехнологии-(1457)Военное дело-(14632)Высокие технологии-(1363)География-(913)Геология-(1438)Государство-(451)Демография-(1065)Дом-(47672)Журналистика и СМИ-(912)Изобретательство-(14524)Иностранные языки-(4268)Информатика-(17799)Искусство-(1338)История-(13644)Компьютеры-(11121)Косметика-(55)Кулинария-(373)Культура-(8427)Лингвистика-(374)Литература-(1642)Маркетинг-(23702)Математика-(16968)Машиностроение-(1700)Медицина-(12668)Менеджмент-(24684)Механика-(15423)Науковедение-(506)Образование-(11852)Охрана труда-(3308)Педагогика-(5571)Полиграфия-(1312)Политика-(7869)Право-(5454)Приборостроение-(1369)Программирование-(2801)Производство-(97182)Промышленность-(8706)Психология-(18388)Религия-(3217)Связь-(10668)Сельское хозяйство-(299)Социология-(6455)Спорт-(42831)Строительство-(4793)Торговля-(5050)Транспорт-(2929)Туризм-(1568)Физика-(3942)Философия-(17015)Финансы-(26596)Химия-(22929)Экология-(12095)Экономика-(9961)Электроника-(8441)Электротехника-(4623)Энергетика-(12629)Юриспруденция-(1492)Ядерная техника-(1748)

Водородный показатель




Запись [H+] >7 или [H+] < 7 или [OH] >10–7 либо [OH] <10–7 неудобна, поэтому пользуются водородным или гидроксильным показателем среды.

Водородный показатель(обозначение рН) – это отрицательный десятичный логарифм концентраций ионов водорода

pH = –lg[H+]

Гидроксильный показатель(обозначение рОН) – это отрицательный десятичный логарифм концентраций гидроксид-ионов

pОH = –lg[ОH]

Итак: рН + рОН = при t = 250C, рН + рОН =14.

Величина рН (рОН) используется как мера кислотности, основности или нейтральности водных растворов.

рН< 7 – реакция среды кислая;

рН >7 – реакция среды щелочная;

рН = 7 – реакция среды нейтральная.

Более точные значения рН растворов могут быть определены только электрохимическим путем. Менее точно определены рН среды кислотно - основными индикаторами.

Гидролиз – это реакции обменного разложения вещества водой. Гидролиз солей происходит в тех случаях, когда ионы, образующиеся при электролитической диссоциации соли (катионы, анионы или оба вместе) способны образовывать с ионами воды (Н+ или ОН) малодиссоциированные соединения. При гидролизе реакции среды становится либо кислой, либо щелочной. Гидролизу подвергаются соли, образованные слабыми кислотами и сильными основаниями, либо сильными кислотами и слабыми основаниями.

Например: гидролиз соли Cu(NO3)2. Вначале необходимо определить силу кислоты и силу гидроксида (основания). Основание слабое (Cu(OH)2), кислота HNO3 – сильная.

Решение. При растворении соли Cu(NO3)2 в воде диссоциирует:

Cu(NO3)2 « Cu2+ + 2

При составлении уравнения гидролиза, в первую очередь, необходимо определить ионы соли, которые свяжут ионы воды, (Н+ или ОН) в малодиссоциирующее соединение, т.е. ионы, определяющие гидролиз.

Практически гидролиз соли протекает по первой ступени:

Cu(NO3)2 + НОН « HNO3 + CuOHNO3

Cu2+ + 2 + HOH « CH3COOH + Na+ + OH

CH3COO + HOH « CH3COOH + OH

Итак, растворы солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, имеют щелочную реакцию среды.

Рассмотрим случай гидролиза, когда соль образована слабой кислотой и слабым основанием. Гидролиз таких солей протекает следующим образом:

NH4CN + HOH « NH4OH + HCN

В результате гидролиза образуются слабо диссоциирующие вещества. Реакция среды будет нейтральной.

Количественной характеристикой гидролиза является степень гидролиза– это доля вещества, подвергающегося гидролизу. Степень гидролиза зависит от константы этого равновесия, а также от температуры и от концентрации соли. Уравнение реакции гидролиза пишем в общем виде так:

МА + НОН « МОН + НА .

Концентрация воды в разбавленных растворах представляет собой практически постоянную величину. Обозначая К[H2O] = Kг, тогда



.

Величина Кг называется константой гидролиза соли. Ее значение характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу, чем больше Кг, тем в большей степени (при одинаковой температуре и концентрации соли) протекает гидролиз.

Для случая соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, константа гидролиза связана с константой диссоциации Ккисл зависимостью:

.

Это уравнение показывает, что Кг тем больше, чем меньше Ккисл, т.е. чем слабее кислота, тем в большей степени подвергается ее соль гидролизу. Для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, Кг определяется следующим образом:

.

Вывод отсюда таков: чем слабее основание, тем в большей степени подвергается гидролизу образованные им соли.

Для солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием, константа гидролиза связана с константами диссоциации кислоты и основания следующим соотношением:

.

Степень гидролиза зависит от температуры, это вытекает из принципа Ле Шателье. Для ослабления гидролиза раствора следует хранить его концентрированным и при низких температурах. При повышении температуры степень гидролиза увеличивается.

Подавлению гидролиза способствует подкисление (в случае солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием) или подщелачивание (для солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой) раствора.

Плакат, где показано математическое выражение степени гидролиза и константы гидролиза.

Схемы гидролиза, образованных разными силами кислот и гидроксидов.

 

Литература:

1. Зайцев О.С. Общая химия. Направление и скорость химических процессов.– М.: Химия, 1983.

2. Глинка П.Л Общая химия.– Л.: Химия, 1984.

 

Лекция №11. Гидролиз солей

 

План лекции

1. Растворимость, произведение растворимости.

2. Константа и степень гидролиза.

3. Обратимый и необратимый гидролиз.

 

Ионное произведение воды. Вода – слабый электролит, поэтому молекулы ее в небольшой степени диссоциируют на ионы

 
 


Свободные ионы водорода не способны к существованию в водном растворе, они мгновенно гидратируются до катионов оксония

 
 


Ионное произведение воды ( ) – это произведение молярных концентраций ионов Н+ и ОН в воде и разбавленных водных растворах (T = const):

Применяя закон действия масс к диссоциации воды, имеем

Изменив концентрацию ионов водорода, а отсюда естественно и концентрцию гидроксид-ионов приводит к увеличению кислотности или щелочности раствора.

в кислой среде моль/л; моль/л;

в щелочной среде моль/л;

в нейтральной среде моль/л.

При расчетах вместо значений [H+] и [OH] используют понятия водородный и гидроксильный показатель среды.

Водородный показатель (рН) – это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода: pH = –lg[H+].

Гидроксильный показатель (рОН) – это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода: pОH = –lg[ОH].

Величина рН (рОН) используется как мера кислотности, основности или нейтральности водных растворов:

pH< 7 – реакция среды кислая;

pH >7 – реакция среды щелочная;

pH = 7 –реакция среды нейтральная.

Значение рН растворов могут быть точно определены только электрохимическим путем. Для менее точной оценки используют кислотно-основные индикаторы.

Растворение многих веществ часто сопровождается химическим взаимодействием их с растворителем. Реакции взаимодействия между составными частями молекул растворителя и растворенного вещества называются сольволизом (для воды – гидролизом).

Гидролизом называется взаимодействия вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды. Гидролиз солей происходит в тех случаях, когда из ионов соли и ионов воды может образоваться хотя бы одно слабодиссоциирующее или плохо растворимое вещество.

В результате гидролиза растворы солей имеют либо кислую, либо нейтральную, либо щелочную реакцию.

Гидролизу подвергаются соли, образованные: слабыми кислотами и сильными основаниями; слабыми основаниями и сильными кислотами; слабыми кислотами и слабыми основаниями.

Гидролиз солей бывает обратимый, совместный и необратимый.

При гидролизе соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием, гидролизу подвергается катион соли, при этом в растворе возрастает концентрация ионов водорода, и он приобретает кислую реакцию, например:

 

 

Гидролиз соли, образованной слабой кислотой НА и сильным основанием, характеризуется константой гидролиза КГ.

Количественной мерой способности солей гидролизоваться служит константа гидролиза, которая имеет общий вид

.

 

Степень гидролиза (h) – это отношение количества молекул соли, подвергшихся гидролизу п, к общему количеству растворенной соли

.

Степень гидролиза связана с константой гидролиза соотношением

; .

На процесс гидролиза оказывает влияние следующие факторы: температура (с повышением температуры степень гидролиза растет) и концентрация раствора (с разбавлением раствора степень гидролиза возрастает).

 

Литература:

1. Шрайвер Д. Неорганическая химия. -М.: Мир, 2004.- 486 с.

2. Глинка П.Л Общая химия.– Л.: Химия, 1984.

 

Лекция №12

Окислительно-восстановительные реакции

 

План лекции

1. Сущность окислительно-восстановительных реакций.

2. Методы составления уравнений окислительно- восстановительных реакций.

3. Метод электронного баланса, метод ионных полуреакций.

 

Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Изменение степени окисления связано с переходом электронов или смещением электронных пар к наиболее электроотрицательному атому. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны называются восстановителями, процесс отдачи электронов – окисление. Восстановитель, отдавая электроны, окисляется (степень окисления возрастает). Атомы, молекулы или ионы, принимающие электроны, называются окислителями, процесс – восстановление. Окислитель, присоединяя электроны, восстанавливается (степень окисления понижается).

К типичным окислителям относятся О2, галогены (F2, Cl2, Br2 J2), ионы металлов (Au3+, Fe3+, Ag+). Некоторые вещества, которые содержат в своем составе атомы в высших степенях окисления

 
 
+7 +6 +5 +6 +4 (KMnO4, K2Cr2O7, HNO3, H2SO4, PbO2 и др.

 

 


и потому способны только понижать свою степень окисления.

К типичным восстановителям относятся металлы (Fe, Zn, Al и др.), водород Н2, углерод С, а также ряд соединений, содержащих в своем составе атомы с отрицательной степенью окисления (HCl, HBr, HJ, H2S–2).

Вещества, содержащие в своем составе атомы с промежуточной степенью окисления способны как повышать, так и понижать степень окисления, т.е. могут выполнять функцию, как восстановителя, так и окислителя в зависимости от компонента реакции (H+3NO2, SO3, +4MnO2, Sn+2Cl2, Fe+2SO4).

Типы окислительно-восстановительных реакций:

1) межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции, например

SO3 + H2S–2 = 3S0 + 3H2O

2) межатомное и межмолекулярное окисление-восстановление

Cu+2SO4 + Fe0 = Fe+2SO4 + Cu0

3) реакции самоокисления-самовосстановления, например

3 MnO4 + 2H2O = 2K+7MnO4 + +4MnO2 + 4KOH

4) реакции внутримолекулярного окисления-восстановления, например

)Cr2O7 = + +3Cr2O3 + 4H2O

Существует два метода подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций. Метод электронного баланса, основанный на сравнении степеней окисления атомов элементов до и после реакции, например:

4Al0 + 3 = 2

(вос-ль) 2Al0 – 6 = 2Al+3 (ок-ие)

(ок-ль) + 4 = 2O–2 (вос-ие)

Число отданных электронов восстановителем, должно равняться числу принятых электронов окислителем.

Второй метод – метод электронно-ионных уравнений. Его используют при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворах. При использовании этого метода степени окисления не определяют, а рассматривают ионы и молекулы окислителя или восстановителя и продуктов реакций в том виде, в каком они существуют в растворе. При этом слабые электролиты или малорастворимые вещества записывают в виде молекул, а сильные – в виде ионов.

По электронно-ионному методу составляют полуреакции для процессов окисления и восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение

KMnO4 + H2SO4 + Na2SO3 = MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O

 

Литература:

1. Кубасов В.Л., Зарецкий С.А. Основы электрохимии.- М.: Химия, 1988.

2. Глинка П.Л Общая химия.– Л.: Химия, 1984.

 

Лекция №13. Электрохимические процессы

 

План лекции

1. Классификация электрохимических процессов.

2. Электродные потенциалы металлов.

3. Уравнение Нернста.

4. Электролиз. Катодные процессы.

5. Законы Фарадея.

 

Электролиз – это окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении постоянного электрического тока через раствор или через расплав электролита. На катоде (отрицательном электроде) происходит процесс восстановления, а на аноде (положительном электроде) – процесс окисления.

При электролизе разбавленных водных растворов катодные процессы будут определяться электродным потенциалом катиона, который необходимо сравнивать с потенциалом восстановления ионов водорода из воды (-0,41В).

Катодные процессы: на катоде в первую очередь будут восстанавливаться частицы, имеющие наиболее положительный электродный потенциал:

1) ионы металлов, потенциал которых значительно меньше этого значения, восстанавливаться не будут; на катоде будет выделяться водород из воды:

2О +2 ® + 2ОН

2) ионы металлов, потенциал которых значительно выше этого значения, будут восстанавливаться на катоде:

Meп+ + п ® Ме0

3) при значениях потенциала металла, близких к -0,41В, на катоде происходит восстановление как ионов водорода из воды, так и ионов металла. Следовательно, чем больше электродный потенциал металла, тем легче восстанавливаются его ионы.

Анодные процессы: на аноде в первую очередь будут окисляться частицы, имеющие наименее положительный электродный потенциал. При этом надо учесть, что характер реакции, протекающей на аноде, зависит также и от материала, из которого сделан анод. Аноды подразделяют на нерастворимые (инертный анод) и растворимые (активный анод). Первые изготавливают из графита, платины, иридия: вторые – из меди, серебра, цинка, кадмия, никеля и других металлов.

В случае с нерастворимым анодом возможны два варианта:

1. анионы кислородных кислот и их солей ( , , , ) не окисляются на аноде. Вместо них окисляются ионы ОН или (Н2О) с выделением кислорода:

4ОН– 4 ® О2 + 2Н2О или 2Н2О – 4 ® О2+ 4ОН+

Например, из ионов и ОН окислятся на аноде будут ионы ОН, так как ; ;

4ОН– 4 ® О2 + 2Н2О

2. анионы бескислородных кислот ( S2–, J,Cl, Br и др.) легко окисляются на аноде с выделением соответствующего элемента (S, J2,Сl2), а ионы ОН2O) в процессе не участвуют

Аnn – n ®Аn

Например, из ионов J и молекул Н2O окисляться на аноде будут ионы J так как ( в кислой среде)

2J – 2 ® J2

В случае с растворимым анодом сам материал подвергается окислению, отдавая свои электроны во внешнюю цепь, и переходит в виде катионов в раствор. В результате этого анод растворяется:

металл анода Me – n ® Меn+ ( переходит в раствор)

Анионы электролита и гидроксид-ионы ОН (или Н2O) в процессе не участвуют.

Например, из частиц J и молекул Н2O и Cu (анод) подвергаться окислению будет материал анода (Cu), так как менее положителен, чем и :

Cu0 –2 ® Cu2+





Дата добавления: 2014-11-09; Просмотров: 1484; Нарушение авторских прав?;


Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет



ПОИСК ПО САЙТУ:


Читайте также:



studopedia.su - Студопедия (2013 - 2017) год. Не является автором материалов, а предоставляет студентам возможность бесплатного обучения и использования! Последнее добавление ‚аш ip: 54.198.245.233
Генерация страницы за: 0.098 сек.