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: 125
Скачиваний: 1
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
+ +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:
а) Если ионы кислотного остатка не содержат атомов кислорода, то окисляются именно они, например:
2С1 -2е → С12
б) Если ионы кислотного остатка содержат атомы кислорода то окисляются ионы ОН-:
4ОН— -4е→О2 +2Н2О
2)Если анод растворимый (медь, никель), то происходит окисление материала анода, и металл переходит в раствор в виде ионов, например:
Ni -2е→ Ni2+.
Количественные соотношения при электролизе (Законы Фарадея)
Количественная сторона электролиза основывается на двух законах Фарадея.
Первый закон Фарадея:
Масса электролита, подвергшаяся электролизу, а также массы веществ, выделившиеся на электродах, прямо пропорциональны количеству электричества, прошедшего через раствор или расплав электролита.
Второй закон Фарадея:
Масса электролита, подвергшаяся электролизу, а также массы веществ, выделившиеся на электродах, прямо пропорциональны их молярным массам эквивалента.
Законы Фарадея можно выразить общей формулой:
m =М .Q/F =М .I. t/n. F
где m – масса выделившегося вещества (масса электролита), г
F – число Фарадея (= 96485 Кл/моль)
М – молярная масса вещества г/моль;
I – сила тока, А
t – время электролиза, с
n- число электронов, необходимых для электрохимического превращения вещества.
Анализ формулы позволяет сделать следующие выводы.
1.Для выделения на электроде 1 моля эквивалента вещества необходимо истратить количество электричества, равное числу Фарадея.
2.Если Q=1 Кл, то m =М ./F Масса вещества, выделяющаяся при прохождении через электролит единицы количества электричества, называется электрохимическим эквивалентом.
3.При прохождении одного и того же количества электричества через ряд электролитов массы веществ, восстановившихся на катоде и окислившихся на аноде, пропорциональны их молярным массам эквивалента: m1 / m2 =М1 /М2
где m – массы выделившихся на электродах веществ 1 и 2, соответственно, г
М – молярные массы эквивалентов веществ 1 и 2, соответственно, г/моль.
43. Классификация окислительною - восстановителя реакций. Окислители и восстановители. Степень окисления, валентность.
Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.
Окислителями называются вещества, присоединяющие электроны. Во время реакции они восстанавливаются.
Восстановителями называются вещества, отдающие электроны. Во время реакции они окисляются.
Поскольку окислитель присоединяет электроны, степень окисления его атомов может только уменьшаться. Наоборот, восстановитель теряет электроны и степень окисления его атомов должна повышаться.
Окисление всегда сопровождается восстановлением и, наоборот, восстановление всегда связано с окислением.
Различают три основных типа окислительно-восстановительных реакций:
1) Реакции МЕЖМОЛЕКУЛЯРНОГО окисления-восстановления (когда окислитель и восстановитель – разные вещества);
2) Реакции ДИСПРОПОРЦИОНИРОВАНИЯ (когда окислителем и восстановителем может служить одно и то же вещество);
3) Реакции ВНУТРИМОЛЕКУЛЯРНОГО окисления-восстановления (когда одна часть молекулы выступает в роли окислителя, а другая – в роли восстановителя).
1. Реакциями межмолекулярного окисления-восстановления являются все уже рассмотренные нами в этом параграфе реакции.
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
2. Реакции диспропорционирования происходят тогда, когда молекулы одного и того же вещества способны окислять и восстанавливать друг друга. Это становится возможным, если вещество содержит в своем составе атомы какого-либо элемента вПРОМЕЖУТОЧНОЙ степени окисления. Следовательно, степень окисления способна как понижаться, так и повышаться. Например:
3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O
3. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления происходят тогда, когда в молекуле соседствуют атомы-окислители и атомы-восстановители. 2KClO3 = 2KCl + 3O2
Внутримолекулярная реакция разложения бертолетовой соли при нагревании используется при получении кислорода в лаборатории.
Ионно-электронный метод
Этот метод основан на составлении ионных уравнений для процесса окисления и процесса восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение.
В методе электронно-ионного баланса (методе полуреакций) рассматривают переход электронов от одних атомов или ионов к другим с учетом характера среды.
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:
а) Если ионы кислотного остатка не содержат атомов кислорода, то окисляются именно они, например:
2С1 -2е → С12
б) Если ионы кислотного остатка содержат атомы кислорода то окисляются ионы ОН-:
4ОН— -4е→О2 +2Н2О
2)Если анод растворимый (медь, никель), то происходит окисление материала анода, и металл переходит в раствор в виде ионов, например:
Ni -2е→ Ni2+.
Количественные соотношения при электролизе (Законы Фарадея)
Количественная сторона электролиза основывается на двух законах Фарадея.
Первый закон Фарадея:
Масса электролита, подвергшаяся электролизу, а также массы веществ, выделившиеся на электродах, прямо пропорциональны количеству электричества, прошедшего через раствор или расплав электролита.
Второй закон Фарадея:
Масса электролита, подвергшаяся электролизу, а также массы веществ, выделившиеся на электродах, прямо пропорциональны их молярным массам эквивалента.
Законы Фарадея можно выразить общей формулой:
m =М .Q/F =М .I. t/n. F
где m – масса выделившегося вещества (масса электролита), г
F – число Фарадея (= 96485 Кл/моль)
М – молярная масса вещества г/моль;
I – сила тока, А
t – время электролиза, с
n- число электронов, необходимых для электрохимического превращения вещества.
Анализ формулы позволяет сделать следующие выводы.
1.Для выделения на электроде 1 моля эквивалента вещества необходимо истратить количество электричества, равное числу Фарадея.
2.Если Q=1 Кл, то m =М ./F Масса вещества, выделяющаяся при прохождении через электролит единицы количества электричества, называется электрохимическим эквивалентом.
3.При прохождении одного и того же количества электричества через ряд электролитов массы веществ, восстановившихся на катоде и окислившихся на аноде, пропорциональны их молярным массам эквивалента: m1 / m2 =М1 /М2
где m – массы выделившихся на электродах веществ 1 и 2, соответственно, г
М – молярные массы эквивалентов веществ 1 и 2, соответственно, г/моль.
43. Классификация окислительною - восстановителя реакций. Окислители и восстановители. Степень окисления, валентность.
Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.
Окислителями называются вещества, присоединяющие электроны. Во время реакции они восстанавливаются.
Восстановителями называются вещества, отдающие электроны. Во время реакции они окисляются.
Поскольку окислитель присоединяет электроны, степень окисления его атомов может только уменьшаться. Наоборот, восстановитель теряет электроны и степень окисления его атомов должна повышаться.
Окисление всегда сопровождается восстановлением и, наоборот, восстановление всегда связано с окислением.
Различают три основных типа окислительно-восстановительных реакций:
1) Реакции МЕЖМОЛЕКУЛЯРНОГО окисления-восстановления (когда окислитель и восстановитель – разные вещества);
2) Реакции ДИСПРОПОРЦИОНИРОВАНИЯ (когда окислителем и восстановителем может служить одно и то же вещество);
3) Реакции ВНУТРИМОЛЕКУЛЯРНОГО окисления-восстановления (когда одна часть молекулы выступает в роли окислителя, а другая – в роли восстановителя).
1. Реакциями межмолекулярного окисления-восстановления являются все уже рассмотренные нами в этом параграфе реакции.
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
2. Реакции диспропорционирования происходят тогда, когда молекулы одного и того же вещества способны окислять и восстанавливать друг друга. Это становится возможным, если вещество содержит в своем составе атомы какого-либо элемента вПРОМЕЖУТОЧНОЙ степени окисления. Следовательно, степень окисления способна как понижаться, так и повышаться. Например:
3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O
3. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления происходят тогда, когда в молекуле соседствуют атомы-окислители и атомы-восстановители. 2KClO3 = 2KCl + 3O2
Внутримолекулярная реакция разложения бертолетовой соли при нагревании используется при получении кислорода в лаборатории.
Ионно-электронный метод
Этот метод основан на составлении ионных уравнений для процесса окисления и процесса восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение.
В методе электронно-ионного баланса (методе полуреакций) рассматривают переход электронов от одних атомов или ионов к другим с учетом характера среды.