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] = K_г, тогда

.

Величина К_г называется константой гидролиза соли. Ее значение характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу, чем больше К_г, 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 К_кисл зависимостью:

.

Это уравнение показывает, что К_г тем больше, чем меньше К_кисл, т.е. чем слабее кислота, тем в большей степени подвергается ее соль гидролизу. Для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, К_г 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 К_Г.

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:

2Н₂О +2 ® + 2ОН^–

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

Me^п+ + 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 ОН^– (Н₂O) в процессе не участвуют

Аn^n– – 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