19) Диссоциация воды. Водородный показатель.

Чистая вода очень плохо проводит электрический ток, но все же обладает измеримой электрической проводимостью, которая объясняется небольшой диссоциацией воды на ионы водорода и гидроксид-ионы: H2O = H+ + OH-

По величине электрической проводимости чистой воды можно вычислить концентрацию ионов водорода и гидроксид-ионов в воде. При 25 градусах цельсия она равна 10^(-7) моль/л.

Напишем выражение для константы диссоциации воды:

Перепишем это уравнение следующим образом:

Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то концентрация недиссоциированных молекул H2O в воде практически равно общей концентрации воды, т. е. 55,55 моль/л (1 л. содержит 1000 г. воды, т. е. 55.55 моль). В разбавленных водных растворах концентрацию воды можно считать такой же. Поэтому, заменив в последнем уравнении произведение [H2O] K новой константой K_H2O будем иметь:

Полученное уравнение показывает, что для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентрата ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная, Эта постоянная величина называется ионным произведением воды. Численное значение ее нетрудно получить, подставив в последнее уравнение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов. В чистой воде при 25⁰C [H+]=[OH-]=1*10^-7 моль/л. Поэтому для указанной температуры:

Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы, называются нейтральными растворами. При 25⁰C, как уже сказано, в нейтральных растворах концентрация как ионов водорода, так и гидроксид-ионов равна 10^-7 моль/л. В кислых растворах больше концентрация ионов водорода, в щелочных — концентрация гидроксид-ионов. Но какова бы ни была реакция раствора, произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов остается постоянным.

степень кислотности, как и степень щелочности раствора можно количественно охарактеризовать концентрацией ионов водорода:

Для измерения рН существуют различные методы. Приближенно реакцию раствора можно определить с помощью специальных реактивов, называемых индикаторами, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода. Наиболее распространенные индикаторы — метиловый оранжевый, метиловый красный, фенолфталеин.

Для многих процессов значение рН играет важную роль. Так, рН крови человека и животных имеет строго постоянное значение. Растения могут нормально произрастать лишь при значениях рН почвенного раствора, лежащих в определенном интервале, характерном для данного вида растения. Свойства природных вод, в частности их коррозионная активность, сильно зависят от их рН.

20) ГИДРОЛИЗ - обменная реакция между веществом и водой. Количественно характеризуется константой гидролиза и отношением числа частиц, ионов или молекул, подвергшихся гидролизу, к общему числу частиц, введенных в раствор. Основа многих природных и технологических процессов. При гидролизе солей образуются кислоты и основания, в результате чего изменяется pH среды: AlCl₃ + H₂O = AlOHCl₂+ HCl. Благодаря гидролизу солей возможно существование буферных растворов. Гидролиз органических соединений широко используется для получения спиртов, альдегидов, кетонов, карбоновых кислот и их производных, а также галогензамещенных углеводородов. В присутствии кислот и щелочей гидролиз органических соединений значительно ускоряется.

Гидролиз соли, образованной слабой кислотой НА и сильным основанием, характеризуется константой гидролиза Kr:

Kr =[ОН-][НА]/[А-]=KH2O/Ккисл

Здесь KH2O- ионное произведение воды.

Данное соотношение показывает, что чем слабее кислота, т.е. чем меньше константа ее диссоциации, тем больше константа гидролиза образованной ею соли.

Аналогично для соли слабого основания МОН и сильной кислоты: Kr=[Н+][МОН]/[М+]=KH2O/Косн

Отсюда следует, что Kr тем больше, чем меньше Косн, т.е. чем слабее основание МОН.

Степенью гидролиза h называется доля электролита, подвергшаяся гидролизу. Она связана с константой гидролиза Kr уравнением, аналогичным закону разбавления Оствальда для диссоциации слабого электролита:

Kr =h²CM/(1-h)

Чаще _всго гидролизованная часть соли очень мала, а концентрация продуктов гидролиза незначительна. В подобных случаях h «1, и в знаменателе последней формулы этой величиной можно пренебречь. Тогда связь между Kr и h выразится более простыми соотношениями: Kr =h²CM .

Из последнего уравнения следует, что степень гидролиза данной соли тем больше, чем меньше ее концентрация; иначе говоря, при разбавлении раствора гидролизирующейся соли степень ее гидролиза возрастает.

21) Гальванич эл-т - устройство, в к-ром хим энергия са­мопроизвольно протекающей ок-восст р-ции пре­вращается в электрич энергию. Гальв эл-т содержит 2 полуэл-та, м/у электродами к-рых возник разность потенциалов.

Принцип работы гальв эл-та иллюстрирует гальв эл-т Даниэля-Якоби, сост из цинкового и медного полуэл-­тов. В цинк. полуэл-те металлич цинк. пластина погружена в водный р-р соли цинка, с концентрацией [Zn²⁺]=1 моль/л. В медном полу­эл-те - металлич медн пластина погружена в водн р-р соли меди (II) с концентрацией [Сu²⁺]=1 моль/л. Цинков и медн пластины соед-ны металлич проводником, р-ры солей - «солевым мостиком» («электролитич ключ»).

на кажд из Ме пластин на границе с р-ром уст-ся равновесия:

Cu^o_(тв)Сu²⁺_(р-р)+2ẽ_{(на мет)}; φ_{Cu 2+/Cu o}=+0,34B

Zn^o_(тв)Zn²⁺_(р-р)+2ẽ_{(на мет)}; φ_{Zn 2+/Zn o}= -0,76B

Цин пластина заряжена более отриц, чем медная. М/у ними возник разность потенц. При замыкании сист в цепь равновесия на границе Ме-р-р наруш-ся. По внешн цепи(Ме про­воднику)избыток ẽ-ов с Zn-плас переходит на Cu-плас, где их концентрация меньше, т.к. φ_{Zn 2+/Zn o}= -0,76B<φ_{Cu 2+/Cu o}=+0,34B. В рез-те равновесие на Zn-плас смещ-ся вправо, идет ок-е Ме-ческого цинка. На Cu-плас равновесие смещ-ся влево, протекает вос-е ионов меди (II):

Анод Zn_(тв)- - 2e →Zn²⁺_(p._p) (процесс ок-я)

Катод Си²⁺_(р-р) + 2е → Си°_(Тв.) (процесс вос-я)

Ион ур-е суммарной р-ции: Zn_(TB.) +Cu²⁺_(p-p)→ Zn²⁺_(p-p) +Cu°_(TB.)

Молекулярное: Zn+Cu(NО₃)₂→Zn(NO₃)₂+Cu

М/у р-рами электролитов также возник разность потенц. В цин полуэл-те в рез-те растворения цинка увелич-ся концен­трация ионов Zn²⁺, в р-ре созд-ся избыток положит заряж ио­нов. В медн полуэл-те в рез-те осаждения меди концентрация ионов Си²⁺ уменьш-ся, и в р-ре созд-ся избыток отриц заряж ио­нов. По внутр цепи («солевому мостику»)катионы и анионы перемещ-ся навстречу др др. Т.о., в сист возник направлен­ное перемещ-е заряж час-ц, т.е. возник эл ток.

ЭДС=φ_катода –φ_анода= φ_{Cu 2+/Cu} -φ_{Zn 2+/Zn}=0,34 –(-0,76)=1,1В>0.

По мере работы гальв эл-та знач-я потенциалов катода и ано­да измен-ся.

Поскольку молярн конц-ция ионов Си²⁺ уменьш-ся, в соответств с Ур-ем Нернста уменьш-ся потенциал катода: φ_катода= φ_{Cu 2+/Cu}+RT·ln[Cu²⁺]/2F.

Молярн конц-ция ионов Zn²⁺увелич-ся, →увелич-ся потенциал анода:

φ_анода= φ_{Zn 2+/Zn}+RT·ln[Zn²⁺]/2F. Т.о, по мере работы гальв эл-та ЭДС уменьш-ся, т.к. происходящие на электродах процессы приводят к выравниванию потенциалов. Сист приходит в равновесие и гальв эл-т пре­кращ работу.

Схема записи гальв эл-та. Для обознач-я гальв эл-та исп символич запись, упрощающую их описание.

- Zn|ZnSO₄||CuSO₄|Cu +