Файл: Атомы и химические элементы. Периодический закон и периодическая система элементов Д. И. Менделеева. Изотопы.doc
ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 29.03.2024
Просмотров: 155
Скачиваний: 1
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
+ ОН-
При комнатной температуре (220С) в каждом литре воды лишь 1 10-7 моль диссоциированы на ионы.
Для каждого слабого электролита мы можем написать выражение константы диссоциации. Для воды выражения константы диссоциации будет выгладить следующим образом:
Кдисс.= [Н+] * [ОН-]
[H2O]
Это выражения записать иначе Кдисс. * [H2O]= [Н+] * [ОН-]
реакцию любого раствора можно охарактеризовать, указав, какова в нем концентрация ионов водорода:
А) нейтральный раствор Н+] = 1*10-7 моль/л
Б) кислый раствор [Н+] > 1*10-7 моль/л
В)щелочной раствор [Н+] < 1*10-7 моль/л
Зная величину концентрации водородных ионов, можно вычислить величину концентрации гидроксид-ионов и наоборот.
Водородный показатель.
Применение чисел с отрицательными показателями неудобно. Поэтому для характеристики степени кислотности раствора стали применять вместо истинных концентраций водородных и гидроксид-ионов их логарифмы, взятые с обратным знаком. Эти величины названы ионными показателями и обозначаются буквой «р»
Таким образом, водородный показатель рН= - ℓg[Н+ ]
Гидроксидный показатель; рОН= - ℓg[ОН- ]
Ионное произведение воды Кв = 10-14
[Н+] [ОН-]= 10-14
Прологарифмируем это выражение: ℓg[Н+ ] + ℓg[ОН- ]= -14
Возьмем все величины с обратным знаком: - ℓg[Н+ ] +( - ℓg[ОН- ]) = 14 или рН + рОН =14
С помощью последнего уравнения, зная величину рН, можно легко рассчитать величину рОН и наоборот. Например, в растворе рН=5, тогда рОН =14-5=9.
Кислотность растворов можно охарактеризовать количественно через величину рН: нейтральный раствор рН=7; кислый раствор рН<7; щелочной раствор рН>7.
Ясно, что кислотность раствора растет с уменьшением рН, а щелочность с увеличением рН.
40. Гидролиз. Гидролиз солей. Реакция среды. Степень и константа гидролиз
рН раствора солей.
Растворение вещества в воде часто сопровождается химическим взаимодействием. Обменная реакция между веществами и водой, протекающая с образованием малодиссоциирующих соединений, называется гидролизом.
Вода, являясь слабым электролитом, диссоциирует на ионы Н+ и ОН-:
Н2О = Н++ ОН-
При растворении некоторых солей в воде ионы растворяемой соли взаимодействуют с ионами Н
+ и ОН- воды. При этом происходит смещение равновесия диссоциации воды, так как либо Н+, либо ОН.
Константой гидролиза называется отношение произведения концентраций продуктов гидролиза к концентрации негидролизованных ионов соли. Константа гидролиза определяет состояние динамического равновесия, устанавливающегося в растворе данной гидролизующейся соли.
h = С/Соб.
h- степень гидролиза; С- концентрация гидролизованных молекул; Соб.- общая концентрация соли.
Степень гидролиза соли зависит от природы соли, ее концентрации и температуры.
В зависимости от своего состава соли по-разному реагируют с водой.
соли, образованные катионами сильного основания и анионом слабой кислоты;
СН3СООNа +НОН = СН3СООН +NаОН
СН3СОО- + Nа+ +Н2О = СН3СООН +Nа+ +ОН-
СН3СОО- +Н2О = СН3СООН +ОН-
Среда щелочная рН>7
В общем виде:
Ап- + НОН = НАп + ОН-
Применив к обратимому процессу гидролиза закон действия масс, можно написать уравнение константы химического равновесия:
[СН3СООН][ОН-]/[СН3СОО- ][Н2О] = К
Кгидр.= [СН3СООН][ОН-]/[СН3СОО- ]
В общем виде: Ап- +НОН =НАп + ОН- Кгидр.= [НАп][ОН-]/[Ап- ]
Гидролиз солей двух- или многоосновных кислот протекает по иной схеме, чем гидролиз солей одноосновных кислот. Например , гидролиз сульфида натрия протекает в две стадии по уравнению:
S-2 +Н2О =НS- +ОН-
Таким образом, в результате гидролиза солей такого типа одним из продуктов реакции будет кислая соль, которая также подвергается гидролизу:
НS- +Н2О = Н2S + ОН-
Среда основная рН >7
Соль, образованная катионом слабого основания и анионом сильной кислоты.
Или в ионной форме:
Zn+2 + Н2О = ZnОН+ + Н+
Zn(ОН)+ + Н2О= Zn(ОН)2 + Н+
Среда кислая рН<7
Чем слабее основание, тем в большей степени подвергаются гидролизу его соли. Гидролиз усиливается также, если один из его продуктов является труднорастворимым.
В общем виде: Кt
+ +НОН =КtОН + Н+
Применив в выведенному уравнению закон действующих масс, напишем уравнение константы химического равновесия: Кгидр.= [КtОН][Н+]/[ Кt+]
Соль, образованная катионом слабого основания и анионом слабой кислоты.
В случае гидролиза солей, образованных катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, оба иона воды Н+ и ОН- связываются в малодиссоциирующие молекулы.
СН3СОО- +NН4+ + Н2О= СН3СООН + NН4ОН
Как уксусная кислота, так и гидрат аммиака все же диссоциируют, хотя и в незначительной степени. Поэтому процесс гидролиза будет обратимым. Однако степень гидролиза здесь достаточно велика, т.е. равновесие сдвинуто вправо. Среда нейтральная рН=7.
В общем виде: Кt+ +Ап- + НОН =КtОН + НАп
Кгидр.= Кн2о/Косн.Ккисл.
В уравнение константы гидролиза не входит концентрация соли, поэтому степень гидролиза этого типа солей не зависит от концентрации.
Соль, образованна катионом сильного основания и анионом сильной кислоты.
При растворении солей, образованных катионом сильного основания и анионом сильной кислоты, в воде не происходит связывания ни ионов Н+, ни ионов ОН- воды. Например, рассмотрим водный раствор хлорида калия. В этом растворе имеются ионы К+ и С1-. Ионы ОН- воды не могут связываться с ионами К+, так как гидроксид калия КОН является сильным основанием и диссоциирует нацело. Точно так же ионы Н+ не могут связываться с ионами С1-, так как НС1 является сильной и тоже диссоциирует нацело. Следовательно, соли, образованные катионами сильного основания и анионами сильной кислоты, не подвергаются гидролизу.
41.Ряд напряжений металлов.
42. Электролиз. Законы Фарадея. Функции катода и анода при электролизе, факторы
влияющие на характер окислительно-восстановительного процесса в
электролизере (активные, инертные электроды). Электролиз из расплава на
активных электродах, электролиз из расплава на инертных электродах,
электролиз соли из растворов.
Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов:
1.Чем левее расположен металл в ряду напряжений, тем сильнее его восстановительная способность и тем слабее окислительная способность его иона в растворе.
2.Каждый металл способен вытеснять из растворов солей те металлы, которые стоят в ряду напряжений правее него.
3.Металлы, находящиеся в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из растворов кислот.
Электролиз- это совокупность окислительно-восстановительных реакций, которые протекают на электродах в растворах или расплавах электролитов при пропускании через них электрического тока.
При электролизе электрическая энергия внешнего источника тока преобразуется в энергию химических реакций, идущих на катоде и на аноде.
Катод – электрод, на котором происходит процесс восстановления (отрицательный электрод)
Анод- электрод , на котором происходит процесс окисления (положительный электрод).
Для проведения электролиза электроды погружают в раствор или расплав электролита и соединяют их с соответствующими полюсами источника постоянного тока. Прибор, в котором проводят электролиз, называют электролизером или электролитической ванной.
Рассматривая катодные процессы протекающие при электролизе водных растворов нужно учитывать величину потенциала процесса восстановления ионов водорода. Этот потенциал зависит от концентрации ионов водорода и в случае нейтральных растворов имеет значение φ=-0,41В
Поэтому, если катионом электролита является металл, электродный потенциал которого значительно положительнее, чем – 0.41В, то из нейтрального раствора такого электролита на катоде будет выделяться металл. Такие металлы находятся в ряду напряжений вблизи водорода (начиная приблизительно от олова) и после него. Наоборот, если катионом электролита является металл, имеющий потенциал значительно более отрицательный, чем – 0,41В металл восстанавливаться не будет и произойдет выделение водорода. К таким металлам относятся металлы начала ряда напряжений - приблизительно до титана. Если потенциал металла близок к величине -0,41В (металлы средней части ряда –Zn, Cr,Fе,Cd,Ni). То в зависимости от концентрации раствора и условий электролиза, возможно как восстановление металла, так и выделение водорода: нередко наблюдается совместное выделение металла и водорода.
Электрохимическое выделение водорода из кислых растворов происходит вследствие разряда ионов водорода. В случае же нейтральных или щелочных сред оно является результатом электрохимического восстановления воды:
2Н2О + 2е = Н2 + 2ОН-
Т.е. для правильного написания окислительно-восстановительных процессов, протекающих на электродах, нужно руководствоваться следующими правилами:
1. Катионы металлов, находящиеся в электрохимическом ряду напряжений после водорода при электролизе практически полностью восстанавливаются на катоде:
Меn+ +nе = Ме0 Си2+ +2е →Си0
Если в растворе есть несколько катионов, то первым выделяется металл, стоящий в ряду напряжений правее всего.
2.Катионы металлов, находящиеся в ряду напряжений до алюминия, не восстанавливаются на катоде, а вместо них восстанавливаются молекулы воды по схеме:
2Н2О + 2е = Н2 + 2ОН-
3.Катионы металлов, находящиеся в ряду напряжений между алюминием и водородом, при электролизе на катоде восстанавливаются одновременно с молекулами воды.
При рассмотрении анодных процессов следует иметь в виду, что материал анода в ходе электролиза может окисляться. В связи с этим различают электролиз с инертным анодом и электролиз с активным анодом.
Инертным называется анод, материал которого не претерпевает окисления в ходе электролиза.
Активным называется анод, материал которого может окисляться в ходе электролиза. В качестве материалов для инертных анодов чаще всего применяют графит, уголь, платину.
На инертном аноде при электролизе водных растворов щелочей, кислородсодержащих кислот и их солей. А также фтороводорода и фторидов происходит электрохимическое окисление воды с выделением кислорода.
В щелочной среде : 4ОН- -4е = О2 + 2Н2О
В кислой и нейтральной 2Н2О -4е =О2 + 4Н+
Кислородсодержащие анионы или не способны окисляться, или их окисление происходит при очень высоких потенциалах.
При электролизе водных растворов бескислородных кислот и их солей (кроме НF) у анода разряжаются анионы
На инертном или нерастворимом, аноде (графит, платина) возможны два процесса:
При комнатной температуре (220С) в каждом литре воды лишь 1 10-7 моль диссоциированы на ионы.
Для каждого слабого электролита мы можем написать выражение константы диссоциации. Для воды выражения константы диссоциации будет выгладить следующим образом:
Кдисс.= [Н+] * [ОН-]
[H2O]
Это выражения записать иначе Кдисс. * [H2O]= [Н+] * [ОН-]
реакцию любого раствора можно охарактеризовать, указав, какова в нем концентрация ионов водорода:
А) нейтральный раствор Н+] = 1*10-7 моль/л
Б) кислый раствор [Н+] > 1*10-7 моль/л
В)щелочной раствор [Н+] < 1*10-7 моль/л
Зная величину концентрации водородных ионов, можно вычислить величину концентрации гидроксид-ионов и наоборот.
Водородный показатель.
Применение чисел с отрицательными показателями неудобно. Поэтому для характеристики степени кислотности раствора стали применять вместо истинных концентраций водородных и гидроксид-ионов их логарифмы, взятые с обратным знаком. Эти величины названы ионными показателями и обозначаются буквой «р»
Таким образом, водородный показатель рН= - ℓg[Н+ ]
Гидроксидный показатель; рОН= - ℓg[ОН- ]
Ионное произведение воды Кв = 10-14
[Н+] [ОН-]= 10-14
Прологарифмируем это выражение: ℓg[Н+ ] + ℓg[ОН- ]= -14
Возьмем все величины с обратным знаком: - ℓg[Н+ ] +( - ℓg[ОН- ]) = 14 или рН + рОН =14
С помощью последнего уравнения, зная величину рН, можно легко рассчитать величину рОН и наоборот. Например, в растворе рН=5, тогда рОН =14-5=9.
Кислотность растворов можно охарактеризовать количественно через величину рН: нейтральный раствор рН=7; кислый раствор рН<7; щелочной раствор рН>7.
Ясно, что кислотность раствора растет с уменьшением рН, а щелочность с увеличением рН.
40. Гидролиз. Гидролиз солей. Реакция среды. Степень и константа гидролиз
рН раствора солей.
Растворение вещества в воде часто сопровождается химическим взаимодействием. Обменная реакция между веществами и водой, протекающая с образованием малодиссоциирующих соединений, называется гидролизом.
Вода, являясь слабым электролитом, диссоциирует на ионы Н+ и ОН-:
Н2О = Н++ ОН-
При растворении некоторых солей в воде ионы растворяемой соли взаимодействуют с ионами Н
+ и ОН- воды. При этом происходит смещение равновесия диссоциации воды, так как либо Н+, либо ОН.
Константой гидролиза называется отношение произведения концентраций продуктов гидролиза к концентрации негидролизованных ионов соли. Константа гидролиза определяет состояние динамического равновесия, устанавливающегося в растворе данной гидролизующейся соли.
h = С/Соб.
h- степень гидролиза; С- концентрация гидролизованных молекул; Соб.- общая концентрация соли.
Степень гидролиза соли зависит от природы соли, ее концентрации и температуры.
В зависимости от своего состава соли по-разному реагируют с водой.
соли, образованные катионами сильного основания и анионом слабой кислоты;
СН3СООNа +НОН = СН3СООН +NаОН
СН3СОО- + Nа+ +Н2О = СН3СООН +Nа+ +ОН-
СН3СОО- +Н2О = СН3СООН +ОН-
Среда щелочная рН>7
В общем виде:
Ап- + НОН = НАп + ОН-
Применив к обратимому процессу гидролиза закон действия масс, можно написать уравнение константы химического равновесия:
[СН3СООН][ОН-]/[СН3СОО- ][Н2О] = К
Кгидр.= [СН3СООН][ОН-]/[СН3СОО- ]
В общем виде: Ап- +НОН =НАп + ОН- Кгидр.= [НАп][ОН-]/[Ап- ]
Гидролиз солей двух- или многоосновных кислот протекает по иной схеме, чем гидролиз солей одноосновных кислот. Например , гидролиз сульфида натрия протекает в две стадии по уравнению:
-
Nа2S + Н2О = NаНS + NаОН
S-2 +Н2О =НS- +ОН-
Таким образом, в результате гидролиза солей такого типа одним из продуктов реакции будет кислая соль, которая также подвергается гидролизу:
-
NаНS+ Н2О =Н2S +NаОН
НS- +Н2О = Н2S + ОН-
Среда основная рН >7
Соль, образованная катионом слабого основания и анионом сильной кислоты.
-
ZnС12 + Н2О =Zn(ОН)С1 + НС1
Или в ионной форме:
Zn+2 + Н2О = ZnОН+ + Н+
-
Zn(ОН)С1 + Н2О = Zn(ОН)2 + НС1
Zn(ОН)+ + Н2О= Zn(ОН)2 + Н+
Среда кислая рН<7
Чем слабее основание, тем в большей степени подвергаются гидролизу его соли. Гидролиз усиливается также, если один из его продуктов является труднорастворимым.
В общем виде: Кt
+ +НОН =КtОН + Н+
Применив в выведенному уравнению закон действующих масс, напишем уравнение константы химического равновесия: Кгидр.= [КtОН][Н+]/[ Кt+]
Соль, образованная катионом слабого основания и анионом слабой кислоты.
В случае гидролиза солей, образованных катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, оба иона воды Н+ и ОН- связываются в малодиссоциирующие молекулы.
СН3СОО- +NН4+ + Н2О= СН3СООН + NН4ОН
Как уксусная кислота, так и гидрат аммиака все же диссоциируют, хотя и в незначительной степени. Поэтому процесс гидролиза будет обратимым. Однако степень гидролиза здесь достаточно велика, т.е. равновесие сдвинуто вправо. Среда нейтральная рН=7.
В общем виде: Кt+ +Ап- + НОН =КtОН + НАп
Кгидр.= Кн2о/Косн.Ккисл.
В уравнение константы гидролиза не входит концентрация соли, поэтому степень гидролиза этого типа солей не зависит от концентрации.
Соль, образованна катионом сильного основания и анионом сильной кислоты.
При растворении солей, образованных катионом сильного основания и анионом сильной кислоты, в воде не происходит связывания ни ионов Н+, ни ионов ОН- воды. Например, рассмотрим водный раствор хлорида калия. В этом растворе имеются ионы К+ и С1-. Ионы ОН- воды не могут связываться с ионами К+, так как гидроксид калия КОН является сильным основанием и диссоциирует нацело. Точно так же ионы Н+ не могут связываться с ионами С1-, так как НС1 является сильной и тоже диссоциирует нацело. Следовательно, соли, образованные катионами сильного основания и анионами сильной кислоты, не подвергаются гидролизу.
41.Ряд напряжений металлов.
42. Электролиз. Законы Фарадея. Функции катода и анода при электролизе, факторы
влияющие на характер окислительно-восстановительного процесса в
электролизере (активные, инертные электроды). Электролиз из расплава на
активных электродах, электролиз из расплава на инертных электродах,
электролиз соли из растворов.
Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов:
1.Чем левее расположен металл в ряду напряжений, тем сильнее его восстановительная способность и тем слабее окислительная способность его иона в растворе.
2.Каждый металл способен вытеснять из растворов солей те металлы, которые стоят в ряду напряжений правее него.
3.Металлы, находящиеся в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из растворов кислот.
Электролиз- это совокупность окислительно-восстановительных реакций, которые протекают на электродах в растворах или расплавах электролитов при пропускании через них электрического тока.
При электролизе электрическая энергия внешнего источника тока преобразуется в энергию химических реакций, идущих на катоде и на аноде.
Катод – электрод, на котором происходит процесс восстановления (отрицательный электрод)
Анод- электрод , на котором происходит процесс окисления (положительный электрод).
Для проведения электролиза электроды погружают в раствор или расплав электролита и соединяют их с соответствующими полюсами источника постоянного тока. Прибор, в котором проводят электролиз, называют электролизером или электролитической ванной.
Рассматривая катодные процессы протекающие при электролизе водных растворов нужно учитывать величину потенциала процесса восстановления ионов водорода. Этот потенциал зависит от концентрации ионов водорода и в случае нейтральных растворов имеет значение φ=-0,41В
Поэтому, если катионом электролита является металл, электродный потенциал которого значительно положительнее, чем – 0.41В, то из нейтрального раствора такого электролита на катоде будет выделяться металл. Такие металлы находятся в ряду напряжений вблизи водорода (начиная приблизительно от олова) и после него. Наоборот, если катионом электролита является металл, имеющий потенциал значительно более отрицательный, чем – 0,41В металл восстанавливаться не будет и произойдет выделение водорода. К таким металлам относятся металлы начала ряда напряжений - приблизительно до титана. Если потенциал металла близок к величине -0,41В (металлы средней части ряда –Zn, Cr,Fе,Cd,Ni). То в зависимости от концентрации раствора и условий электролиза, возможно как восстановление металла, так и выделение водорода: нередко наблюдается совместное выделение металла и водорода.
Электрохимическое выделение водорода из кислых растворов происходит вследствие разряда ионов водорода. В случае же нейтральных или щелочных сред оно является результатом электрохимического восстановления воды:
2Н2О + 2е = Н2 + 2ОН-
Т.е. для правильного написания окислительно-восстановительных процессов, протекающих на электродах, нужно руководствоваться следующими правилами:
1. Катионы металлов, находящиеся в электрохимическом ряду напряжений после водорода при электролизе практически полностью восстанавливаются на катоде:
Меn+ +nе = Ме0 Си2+ +2е →Си0
Если в растворе есть несколько катионов, то первым выделяется металл, стоящий в ряду напряжений правее всего.
2.Катионы металлов, находящиеся в ряду напряжений до алюминия, не восстанавливаются на катоде, а вместо них восстанавливаются молекулы воды по схеме:
2Н2О + 2е = Н2 + 2ОН-
3.Катионы металлов, находящиеся в ряду напряжений между алюминием и водородом, при электролизе на катоде восстанавливаются одновременно с молекулами воды.
При рассмотрении анодных процессов следует иметь в виду, что материал анода в ходе электролиза может окисляться. В связи с этим различают электролиз с инертным анодом и электролиз с активным анодом.
Инертным называется анод, материал которого не претерпевает окисления в ходе электролиза.
Активным называется анод, материал которого может окисляться в ходе электролиза. В качестве материалов для инертных анодов чаще всего применяют графит, уголь, платину.
На инертном аноде при электролизе водных растворов щелочей, кислородсодержащих кислот и их солей. А также фтороводорода и фторидов происходит электрохимическое окисление воды с выделением кислорода.
В щелочной среде : 4ОН- -4е = О2 + 2Н2О
В кислой и нейтральной 2Н2О -4е =О2 + 4Н+
Кислородсодержащие анионы или не способны окисляться, или их окисление происходит при очень высоких потенциалах.
При электролизе водных растворов бескислородных кислот и их солей (кроме НF) у анода разряжаются анионы
На инертном или нерастворимом, аноде (графит, платина) возможны два процесса: