Понятие о межфазной энергии и поверхностно-активных веществах.
Вещества, понижающие поверхностное натяжение воды, получили название поверхностно-активных веществ – ПАВ. Молекулы ПАВ состоят из двух частей – неполярной углеводородной цепи, лиофобной по отношению к воде (гидрофобной) и полярной лифофильной (гидрофильной) группы на её конце. Примерами таких веществ может слушить валерьяновая кислота. В растоврах ПАВ возникают две тенденции: гидрофобные части молекул стремятся покиуть водную среду и перейти в среду с менее полярными молекулами – воздушную или образовать самостоятельную фазу. В тоже время гидрофильные части: карбоксильные, гидроксильные, аминогруппы, - сильно взаимодействуют с полярными молекулами воды, что препятсивует полному переходу ПАВ в оздушную среду или самостоятельную фазу. В результате эти молекулы концентрируются на поверхности так, что их полярные части «погружены» в воду, а неполярные «вытолкнуты» из неё.
Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации.
Слабые электролиты — химические соединения, молекулы которых даже в сильно разбавленных растворах незначительно диссоциированны на ионы, которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами. К слабым электролитам относится большинство органических кислот и многие органические основания в водных и неводных растворах.
Слабыми электролитами являются:
почти все органические кислоты и вода;
некоторые неорганические кислоты: HF, HClO, HClO2, HNO2, HCN, H2S, HBrO, H3PO4,H2CO3, H2SiO3, H2SO3 и др.;
многие основания: Fe(OH)3, Zn(OH)2 и др.
Сильные электролиты — химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. К сильным электролитам относятся многие неорганические соли, некоторые неорганические кислоты и основания в водных растворах, а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью (спирты, амиды и др.).
К сильным относятся твёрдые вещества с ионной кристаллической решёткой (большинство солей, гидроксиды щелочных металлов), а также некоторые вещества, состоящие из молекул с полярной ковалентной связью – HCl, H2SO4? HNO3, HClO4, в ходе растворения которых под воздействием растворителя образуются ионы.
Степень диссоциации α равна отношению числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворённого вещества.
Для случая электролита, диссоциирующего на два иона, например
При общей аналитической молярной концентрации фтороводорода, равной C, степень диссоциации α равна
Понятие степени диссоциации дало возможность разделить электролиты на слабые и сильные, правда эта классификация несколько условна, так как степень диссоциации зависит от концентрации. Сильные электролиты практически полностью диссоциируют в растворе, степень их диссоциации близка к единице. В случае слабых электролитов степень диссоциации мала – существенно меньше единицы. Условно принято относить к слабым электролиты с α<5% при концентрации порядка 0,1моль/л, а к сильным – с α>30%, а если 5%<α<30%, то это электролит средней силы.
Шкала электродных потенциалов. Водородный электрод.
Электрохимический ряд активности (ряд напряжений, ряд стандартных электродных потенциалов) металлов — последовательность, в которой металлы расположены в порядке увеличения их стандартных электрохимических потенциалов φ0, отвечающих полуреакции восстановления катиона металла Men+: Men+ + nē → Me
Li→Rb→K→Ba→Sr→Ca→Na→Mg→Al→Mn→Zn→Cr→Fe→Cd→Co→Ni→Sn→Pb→H→Sb→Bi→Cu→Hg→Ag→Pd→Pt→Au
Ряд напряжений характеризует сравнительную активность металлов в окислительно-восстановительных реакциях в водных растворах.
Металлы, стоящие левее, являются более сильными восстановителями, чем металлы, расположенные правее: они вытесняют последние из растворов солей. Например, взаимодействие Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu возможно только в прямом направлении.
Металлы, стоящие в ряду левее водорода, вытесняют водород при взаимодействии с водными растворами кислот-неокислителей; наиболее активные металлы (до алюминия включительно) — и при взаимодействии с водой.
Металлы, стоящие в ряду правее водорода, с водными растворами кислот-неокислителей при обычных условиях не взаимодействуют.
При электролизе металлы, стоящие правее водорода, выделяются на катоде; восстановление металлов умеренной активности сопровождается выделением водорода; наиболее активные металлы (до алюминия) невозможно при обычных условиях выделить из водных растворов солей.
Реально в качестве электрода сравнения используется водородный электрод. Он представляет собой специально подготовленную платиновую пластину, погруженную в раствор серной кислоты с концентрацией ионов водорода 1 моль/л и омываемую непрерывной струей водорода под давлением 100000 Па при температуре 25°С. При этом на поверхности платины протекает реакция:
2Н+ + 2e− = H2
Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда.
Электролиты, диссоциирующие не полностью, называются слабыми электролитами. В их растворах устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и продуктами их диссоциации – ионами. Например в водном растворе уксусной кислоты устанавливается равновесие
,
Константа диссоциации связана с концентрациями следующих частиц соотношением:
Чем больше значение Kд, тем сильнее данный электролит.
В случае электролита AX, диссоциирующего на ионы A+ и X-, константа и степень диссоциации связаны соотношением
Здесь СМ – молярная концентрация электролита, моль/л.
Если степень диссоциации значительно меньше единицы, то при приближенных вычислениях можно принять, что 1-α≈1. Тогда выражение закона разбавления Освальда упрощается:
,
откуда 