Студопедия

КАТЕГОРИИ:

АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника



Добуток растворимости. Реакции обмена в растворах электролитов и направление их протекания. Ионные уравнения реакций.




Читайте также:
  1. B) Информационные системы в логистике
  2. V2:4 Новые религиозные движения и нетрадиционные религии
  3. Автоматизированные информационные системы в учетной и научно-фондовой работе.
  4. Автоматизированные информационные системы и технологии в биржевом деле.
  5. Автоматизированные информационные системы и технологии в предприятиях и организациях различных организационных форм.
  6. Автоматизированные информационные системы и технологии в страховых органах
  7. Адаптация (экологические и эволюционные аспекты). Акклимация.
  8. Адаптивные, конструктивные и деградационные системы природопользования.
  9. Актуальные коммуникационные модели СМИ.
  10. Амортизационные отчисления

Произведение растворимости (ПР, Ksp) — произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная.

Реакции, протекающие в растворах между электролитами, называются реакциями ионного обмена. (реакции ионного обмена – это реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов). Итак, реакции ионного обмена протекают до конца, если: 1) образуется осадок; 2) выделяется газ; 3) образуется малодиссоциирующее вещество – вода. Если в растворах нет таких ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа или воды, то реакция является обратимой, например, при взаимодействии растворов хлорида калия и нитрата натрия не происходит связывания ионов.

Ионные реакции — реакции между ионами в растворе.

Дичоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель рН и его значение в нейтральном, кислой и лучжному средах. Гидролиз солей. Составление уравнений гидрлизу в ионной и молекулярной формах. Влияние условий и природе соли на Степень гидролиза.

Вода - очень слабый электролит, который частично диссоциирует на гидроксид-ионы ОН - и ионы водорода Н +.Ионное произведение воды-это произведение концентрации ионов водорода и к * [H20] = [H +] * [OH-] KВ = [H +] * [OH-]

Ионное произведение зависит от температуры. При нагревании равновесие диссоциации смещается согласно принципу Ле Шателье в сторону образования ионов, а ионное произведение увеличивается.

Для удобства, концентрации [H +] и [HO-] выражают в виде водородной показателя pH и гидроксильном показателя pOH. pH и pOH - это отрицательные десятичные логарифмы концентраций [H +] и [HO-] (правильнее использовать НЕ концентрацию, а активность) соответственно:pH =-lg [H +] pOH =-lg [OH-] В зависимости от pH растворы делят на нейтральные, кислые и щелочные. При pH = 7 раствор нейтральный, при pH <7 - кислый, при pH> 7 - щелочной.

Гидролиз солей - это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита. В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl2, NH4Cl, Al2 (SO4) 3, MgSO4) гидролизу подвергается катион: FeCl2 + HOH => Fe (OH) Cl + HCl Fe2 + + 2Cl-+ H + + OH-=> FeOH + + 2Cl-+ H + В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl2, NH4Cl, Al2 (SO4) 3, MgSO4) гидролизу подвергается катион: K2SiO3 + HOH => KHSiO3 + KOH 2K + + SiO32-+ H + + OH-=> HSiO3-+ 2K + + OH- pH> 7 (щелочная среда) Соль, обработанная слабым основанием и слабой кислотой (CH3COONH4, (NH4) 2CO3, Al2S3) гидролизуется и по катиону и по аниону. pH таких растворов солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Реакция среды среди таких растворов может быть нейтральной, слабо кислой, слабо щелочной. Al2S3 + 6HOH => 2Al (OH) 3 + 3H2S 2Al3 + +3 S2-+6 H + + 6OH-=> 2Al (OH) 3 + 6H + + S2- pH = 7 Гидролиз много кислотных солей и многие основные кислот происходит ступенчато (например гидролиз хлорида железа (II) имеет две степени): 1 степень: FeCl2 + HOH => Fe (OH) Cl + HCl Fe2 + 2Cl-+ H + + OH-=> Fe (OH) + +2 Cl-+ H + 2 степень: Fe (OH) Cl + HOH => Fe (OH) 2 + HCl Fe (OH) + + Cl-+ H + + OH-=> Fe (OH) 2 + H + + Cl- Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота. Поскольку гидролиз обратимая реакция, то на состояние равновесия гидролиза влияют температура, концентрации участников реакции, добавки посторонних веществ.



Окиснення и восстановления. Окислители и восстановители. Возникновение разности потенциалов между металлом и раствором. Электродный потенциал. Гальванические элементы, их электрохимические схемы, процессы на электродах ЭДС (электродвижущая сила). Стандартные электроде потенциалы. Водородный электрод.



Окислительно-восстановительная реакция (зам. окислительно-восстановительная реакция) - химическая реакция, которая происходит с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагентов, и реализуется перераспределением электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.

При окислении вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Атомы окислителя называются акцепторами электронов в противовес атомам восстановителя, что теряют электроны и поэтому называются донорами. В некоторых случаях, молекула исходного соединения может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составляющие. При этом некоторые из атомов имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле.

Окислитель, когда принимает электроны, приобретает восстановительных свойств и превращается в спряжений восстановитель: окислитель + e-↔ спряжений восстановитель.

Восстановление: При восстановлении атомы и ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидов металлов до свободных металлов с помощью водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др.. Восстановитель, отдающий электроны, приобретает окислительных свойств и превращается в спряжений окислитель: восстановитель - e-↔ спряжений окислитель.



Электродный потенциал - разность электрических потенциалов между электродом и электролитом, в контакте с которым он находится (чаще всего между металлом и раствором электролита).

Гальванический цепь в общем случае можно изобразить схемой

Электрод и / раствор и / раствор II / электрод II

Разность потенциалов между электродом и раствором называется электродным потенциалом, а между двумя растворами - диффузионным потенциалом. Через малую величину в расчетах обычно диффузионным потенциалом пренебрегают. Поэтому электродвижущая сила гальванического элемента определяется в основном разницей между электродными потенциалами его элементов.

Схему гальванического элемента принято размещать так, чтобы слева был тот электрод, потенциал которого больше. Электродный потенциал электрода и рода (металла, погруженного в раствор, содержащий ионы того же металла), который вычисляется по уравнению Нернста: φ = φ0 + ((RT) / (zF)) * ln (αок / αвидн) где R-универсальная газовая постоянная, T-температура, z - число электронов, участвующих в элементарном акте окисления-восстановления; F - стала Фарадея, α - действительные активные концентрации. ЭДС концентрационного элемента при температуре 18 ° С вычисляем по формуле.

Водородный электрод - восстановительно-окислительный электрод берется за основу термодинамической шкалы восстановительно-окислительных потенцилиалов.


Дата добавления: 2015-04-21; просмотров: 28; Нарушение авторских прав







lektsii.com - Лекции.Ком - 2014-2021 год. (0.009 сек.) Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав
Главная страница Случайная страница Контакты