- Произведение растворимости.
Условия образования и растворения осадков.
Реакции обмена в растворах электролитов.
Способность вещества переходить в раствор
называется растворимостью.
При постоянной температуре в насыщенном
растворе произведение концентраций (или
активностей) ионов, на которые диссоциирует
электролит, с учетом степеней, соответствующих
стехиометрическим коэффициентам, есть
величина постоянная. Она называется произведением
растворимости (ПР) малорастворимого электролита.
Чем меньше значение ПР, тем хуже растворяется
соединение. При внесении в раствор избытка
ионов или выпадет дополнительное количество
осадка, изменятся концентрации ионов
в растворе но величина ПР останется
постоянной при неизменной температуре.
Условием образования осадка является
превышение произведения концентраций
ионов над величиной произведения растворимости:
Сm()Сn() > ПР. Когда в растворе Cm()Cn() < ПР,
то электролит будет растворяться до тех
пор, пока произведение концентраций ионов
не сравняется со значением ПР.
Растворимость S, равная молярной концентрации
насыщенного раствора, и произведение
растворимости ПР малорастворимого электролита
взаимосвязаны. Равновесные молярные
концентрации ионов насыщенного раствора
связаны с растворимостью соотношениями:
реакции в растворах электролитов всегда
идут в сторону образования наименее диссоциированных
или наименее растворимых веществ. Из
этого, в частности, следует, что сильные
кислоты вытесняют слабые из
растворов их солей Таким образом, реакции
в растворах электролитов идут до конца
если в результате взаимодействия веществ
происходит образование осадка, выделение
газа и образование слабого электролита.
- Гидролиз солей. Количественные
характеристики гидролиза.
Гидролиз соли –
это взаимодействие соли с мо–лекулами
воды, приводящее к образованию малодис-социироваииых
соединений.
Процесс гидролиза заключается
в переходе протона от молекулы воды к
данному иону (СO32- + НОН * НСO3–+ ОН- ) или от данного
иона, в том числе от гидратиро-ванного
катиона металла, к молекуле воды.
В зависимости от природы соли
вода выступает ли–бо как кислота, либо
как основание, а соль является соответственно
сопряженным основанием или сопря–женной
кислотой.
Возможны четыре варианта гидролиза
в зависимо–сти от типа соли.
1. Соли, образованные сильной
кислотой и слабым основанием:
2. Соли, образованные сильным
основанием и сла–бой кислотой:
CH3COONa + НОН >
СН3СOOН + NaOH.
3. Соли, образованные слабой
кислотой и слабым основанием.
Цианид аммония гидролизуется
по реакции:
4. Соли, образованные сильной
кислотой и сильным основанием.
NaCl, KNO3 гидролизу не подвергаются.
Механизм гидролиза солей заключается
в поляризационном взаимодействии ионов
соли с их гидратной оболоч–кой. Чем сильнее
это взаимодействие, тем интенсивнее протекает
гидролиз.
Степень гидролиза
измеряется отношением коли–чества гидролизованного
вещества к общему количеству растворенного
вещества.
Степень гидролиза зависит от
природы соли, ее кон–центрации и температуры.
Согласно закону действующих масс степень
гидролиза возрастает с разбавлением
раствора. Так, при концентрации
Na2CO3 0,001 моль/л
степень гидролиза составляет 34%.
В общем случае справедливы
следующие закономерности.
1. Гидролиз соли должен
усиливаться с повышением температуры
и разбавлением раствора.
2. При обратимом гидролизе
в соответствии с принципом
Ле Шателье процесс должен
подавляться при подкислении
или при подщелачивании 3. Гидролиз
солей, в результате которого
образуются малорастворимые или
газообразные продукты, удаляю–щиеся
из сферы реакции (принцип смещения равнове–сия),
необратим.
Гидролиз характерен для многих
классов неоргани–ческих и органических
соединений. Гидролиз неорга–нических
соединений важен для оценки их токсично–сти.
Гидролиз органических соединений применяют
для получения ценных продуктов из древесины,
жиров, эфиров и иного, но особенно важную
роль гидролиз играет в жизнедеятельности
живых организмов.
- Теория окислительно-восстановительных
реакций. Важнейшие окислители и восстановители.
Составление уравнений окислительно-восстановительных
реакций. Метод электронного баланса.
Окислительно-восстановительные реакции
имеют очень широкое распространение
и являются чрезвычайно важными для обмена
веществ в живых организмах, для многих
промышленных процессов, связанных с получением
химических веществ. Они имеют огромное
значение в теории и практике.
Окислительно-восстановительные
реакции - это такие реакции, которые протекают
с изменением степени окисления атомов
элементов, входящих в состав реагирующих
веществ.
Например,
NaOH + HCl = NaCl + H2 O ― реакция
идет без изменения степени окисления.
Такого типа реакции называются обменными.
Zn0 + HCl- = H2 0 + Zn2+ Cl2 – реакция
протекает с изменением степени окисления,
следовательно, это окислительно-восстановительная
реакция (ОВР).
Zn0 - 2e ® Zn2+ 1 восстановитель,
окисление
2H+ + 2e ® H2 0 1 окислитель,
восстановление
Сущность окислительно-восстановительных
процессов состоит в переходе валентных
электронов от восстановителя к окислителю.
Окисление ― это процесс отдачи электрона.
Этот процесс сопровождается повышением
степени окисления элемента. Вещество,
отдающее электрон, называется восстановителем.
Восстановление ― это процесс
присоединения электронов. Этот процесс
сопровождается понижением степени окисления
элемента. Вещество, принимающее электрон,
является окислителем.
Состояние атома в молекуле
характеризуется с помощью понятия «степени
окисления».
Под степенью окисления понимают
заряд атома элемента в соединении, вычисленный
из предположения о том, что молекула состоит
только из ионов.
Степень окисления ― понятие
условное, т.к. большинство соединений
не являются ионами, чаще встречаются
соединения с ковалентной связью. Степень
окисления ― величина переменная. Степень
окисления атома обозначается арабскими
цифрами со знаком (+) или (–) после цифры.
В простых веществах (О2 , Н2 , N2 ) степень
окисления элемента всегда равна нулю,.
В простейших ковалентных соединениях
значение положительной степени окисления
элемента соответствует числу оттянутых
от атома связывающих электронных пар,
а величина отрицательной степени окисления
― числом притянутых электронных пар.
Для определения степени окисления
элементов в химических соединениях следует
руководствоваться следующими положениями:
1. Постоянную степень окисления
имеют щелочные металлы (+1), щелочноземельные
металлы (+2), фтор (-1).2. Так как молекула
электронейтральна, то алгебраическая
сумма степеней окисления атомов
элементов с учетом состава
молекулы равна нулю.
3. Степень окисления элементов
в молекулах простых веществ
О2 , Сl2 и т.п. равна
нулю.
4. Степень окисления металлов
в атомарном состоянии согласно
рентгенографическим исследованиям,
установившим равномерное
распределение электронной плотности
в них, также равна нулю (Сг, Znи т.п.).
5. Понятие о степени
окисления является условным
и не всегда характеризует
настоящее состояние атомов в
соединениях,.
Составление уравнений
ОВР
Для составления уравнений окислительно-восстановительных
реакций обычно используют два метода:
1) метод электронного баланса,
2) электронно-ионный метод.
При расчете коэффициентов в
окислительно-восстановительных реакциях
пользуются правилом электронного баланса:
суммарное число электронов, теряемых
восстановителем, должно быть равно суммарному
числу электронов, приобретаемых окислителем.
При составлении уравнения окислительно-восстановительной
реакции необходимо соблюдать следующую
логическую последовательность операций:
рассмотрим реакцию взаимодействия Sb2 S5 и HNO3 .
1. Устанавливаем формулы
веществ, получающихся в результате
реакции: Sb2 S5 + HNO3 = H3 SbO4 +NO+H2 SO4 .
2. Определяем степени окисления
элементов, которые изменили ее
в процессе реакции
Sb2 S2- 5 + HN5+ O3 = H3 SbO4 +N2+ O+H2 S6+ O4 .
3.Определяем изменения, происшедшие
в значениях степени окисления
и устанавливаем окислитель и
восстановитель.
В данной реакции степень окисления
атомов серы S2- повысилась
с 2- до 6+; следовательно, S2- является
восстановителем. А степень окисления
атомов азота N5+ понизилась
с 5+ до 2+; следовательно, N5+ является
окислителем. На основании этого составляем
схему электронного баланса реакции:
N5+ + 3e® N2+ │ 40 окислитель,
процесс восстановления
S2- - 40e ®S6+ │ 3 восстановитель,
процесс окисления
Пользуясь правилом электронного
баланса, определяем общее число перемещающихся
электронов нахождения наименьшего кратного.
В данном случае оно равно 120.
4. Находим основные коэффициенты,
то есть коэффициенты при окислителе
и восстановителе
3 Sb2 S5 + 40 HNO3 = H3 SbO4 + NO + H2 SO4 .
5. Согласно закону сохранения
массы расставляем коэффициенты в правой
части уравнения (продукты реакции) перед
окисленной и восстановленной формами:
3 Sb2 S5 + 40 HNO3 = H3 SbO4 + 40 NO + 15 H2 SO4 .
6. Проверяем число атомов
каждого элемента (кроме водорода
и кислорода) в исходных веществах
и продуктах реакции и подводим
баланс по этим элементам, расставляя
коэффициенты:
3 Sb2 S5 + 40 HNO3 = 6 H3 SbO4 + 40 NO + 15 H2 SO4 .
7. Проверяем число атомов
водорода в левой и правой
частях уравнения и определяем число участвующих
в реакции молекул воды
3 Sb2 S5 + 40 HNO3 + 4 Н2 О = H3 SbO4 + 40 NO + 15 H2 SO4 .
8. Проверяем сумму атомов
кислорода в левой и правой
частях уравнения. Если баланс
по кислороду сходися, то уравнение
реакции составлено правильно.
- Ионно-электронный метод (метод
полуреакций). Классификация окислительно-восстановительных
реакций.
Для составления уравнений окислительно-восстановительных
реакций (ОВР) применяется два метода –
метод электронного баланса и метод полуреакций,
или ионно-электронный метод. Первый основан
на сравнении степеней окисления атомов
в исходных веществах и в продуктах реакции.Второй
метод изучается менее подробно, особенно
применительно к ОВР с участием органических
соединений.
О каком бы окислительно-восстановительном
взаимодействии ни шла речь, поведение
реагирующих молекул или ионов можно свести
к трем случаям:
1) количество кислорода в реагирующей
частице возрастает;
2) количество кислорода в реагирующей
частице убывает;
3) количество кислорода в реагирующей
частице не меняется, как например,
в случае превращения перманганат-аниона
в манганат-анион: MnО4-–>MnO42-
Каждый случай изменения количества
кислорода в реагирующей частице возможен
в кислой, нейтральной и щелочной среде.
Классификация окислительно-восстановительных
реакций
Реакции межмолекулярного окисления-восстановления
- это реакции, в которых атом-окислитель
и атом-восстановитель принадлежат разным
веществам. Эти вещества могут быть как
простыми, так и сложными.
4N3-H3 + 3O02 2N02 + 6H2O2-
2N3- - 6e N02 2 восстановитель
O02 + 4e 2O2- 3 окислитель
Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления
- это реакции, в которых атом-окислитель
и атом-восстановитель входят в состав
одной и той же молекулы или одного и того
же иона. Например, разложение хлората
калия 2KCl5+O2-3 2KCl- + 3O02Cl5+ + 6e Cl- 2 окислитель2O2- -4e O02 3 восстановительРеакции диспропорционирования
(самоокисление- самовосстановление) -
это реакции, в которых функцию окислителя
и восстановителя выполняет один и тот
же атом молекулы или иона, находящийся
в промежуточной степени окисления. Например:
4KCl5+O3 3 KCl7+O4 + KCl-Cl5+ - 2e Cl7+ 6 3 восстановительCl5+ +6e Cl- 2 1 окислительРеакции конмутации
- реакции внутримолекулярного окисления-
восстановления, в результате которых
происходит выравнивание степеней окисления
атомов одного и того же элемента. Например:N3-H4N5+O3 = N21+O + 2H2O
33.Электрохимические процессы.
Электродный потенциал. Стандартные
электродные потенциалы. Водородный
электрод
Процессы взаимного превращения химической
и электрической форм энергии называют электрохимическими процессами.
Электрохимические процессы можно разделить
на две основные группы 1) процессы превращения
химической энергии в электрическую элементах.