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

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.

26.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.

26.Дисоціація води. Іонний добуток води. Водневий показник рН та його значення в нейтральному, кислому та лужному середовищах. Гідроліз солей. Складання рівнянь гідрлізу в іонній та молекулярній формах. Вплив умов та природі солі на Ступінь гідролізу.

Вода — дуже слабкий електроліт, який частково дисоціює на гідроксид-іони ОН - та йони Гідрогену Н⁺.

Іонний добуток води–це добуток концентрації іонів водню і к * [H₂0]=[H⁺]*[OH^-]

K_В=[H⁺]*[OH^-]

Іонний добуток залежить від температури . При нагріванні рівновага дисоціації зміщується згідно з принципом Ле Шательє в бік утворення іонів ,а іонний добуток збільшується.

Для удобства, концентрации [H⁺] и [HO^-] выражают в виде водородного показателя pH и гидроксильного 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^-]

Прологарифмируя уравнение [H+] • [HO-] = 10-14 получим:

lg[H⁺] + lg[OH^-] = -14

-lg[H⁺] - lg[OH^-] = 14

pH + pOH = 14

Получившаяся сумма pH и pOH, также как и произведение, которое логарифмировали, является постоянной и равна 14, так если pH=3 то pOH=11 (pH и pOH могут быть и отрицательными, и если pH=-1 тогда pOH=15).

В зависимости от pH растворы делят на нейтральные, кислые и щелочные. При pH=7 раствор нейтральный, при pH<7 - кислый, при pH>7 - щелочной.

Гідроліз солей - це хімічна взаємодія іонів солі з іонами води, що приводить до утворення слабкого електроліту.

Якщо розглядати сіль як продукт нейтралізації основи кислотою, то можна розділити солі на чотири групи, для кожної з яких гідроліз буде протікати по-своєму.

Сіль, утворена сильною основою і сильною кислотою (KBr, NaCl, NaNO3), гідролізу піддаватися не буде, так як в цьому випадку слабкий електроліт не утвориться. Реакція середовища залишається нейтральною.

У солі, утвореної слабкою основою і сильною кислотою (FeCl2, NH4Cl, Al2 (SO4) 3, MgSO4) гідролізу піддається катіон:

FeCl₂ +HOH => Fe(OH)Cl + HCl

Fe²⁺ + 2C^l- + H⁺ + OH^- => FeOH⁺ + 2Cl^- + H⁺

У солі, утвореної Слабкий основі І сильною кислотою (FeCl2, NH4Cl, Al2 (SO4) 3, MgSO4) гідролізу піддається катіон:

K₂SiO₃ +HOH => KHSiO₃+KOH

2K⁺ + SiO₃^2- + H⁺ + OH^- => HSiO₃^- + 2K⁺ + OH^-

pH >7 (лужне середовище)

Сіль, оброблена слабкою основою та слабкою кислотою( CH₃COONH₄,(NH₄)₂CO₃,Al₂S₃) гідролізується і по катіону і по аніону. pH таких розчинів солей залежить від відносної сили кислоти і основи.

Реакція середовища серед таких розчинів може бути нейтральною,слабо кислою,слабо лужною.

Al₂S₃ + 6HOH => 2Al(OH)₃ + 3H₂S

2Al³⁺ +3S^2- +6H⁺+ 6OH^- = > 2Al(OH)₃ + 6H⁺+S^2-

pH = 7

Гідроліз багато кислотних солей та багато основних кислот відбувається ступінчато( наприклад гідроліз хлориду заліза(ІІ) має дві ступені ) :

1 ступінь : FeCl₂ + HOH => Fe(OH)Cl + HCl

Fe₂+ 2Cl^- + H⁺+OH^-=>Fe(OH)⁺+2Cl^-+H⁺

2 ступінь : Fe(OH)Cl+HOH=> Fe(OH)₂+HCl

Fe(OH)⁺+Cl^-+H⁺+OH^-=>Fe(OH)₂+H⁺+Cl^-

Гідроліз протікає необоротно,якщо в результаті реакції утворюється нерозчинна основа та (або) летка кислота.

27.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.

27.Окиснення та відновлення. Окислювачі та відновники. Виникнення різниці потенціалів між металом та розчином. Електродний потенціал. Гальванічні елементи, їх електрохімічні схеми, процеси на електродах ЕРС (електрорушійна сила). Стандартні електроді потенціали. Водневий електрод.

О́кисно-відно́вна реа́кція (заст. оки́снювально-відно́вна реа́кція ) — хімічна реакція, яка відбувається зі зміною ступеня окиснення атомів, що входять до складу реагентів, і реалізується перерозподілом електронів між атомом-окисником та атомом-відновником.

При окисненні речовини в результаті віддачі електронів збільшується її ступінь окиснення. Атоми окисника називаються акцепторами електронів на противагу атомам відновника, що втрачають електрони і тому називаються донорами. У деяких випадках, молекула вихідної сполуки може стати нестабільною та розпастися на стабільніші та дрібніші складові. При цьому деякі з атомів мають більш високий ступінь окиснення, ніж ті ж самі атоми у вихідній молекулі.

Окисник, коли приймає електрони, набуває відновних властивостей та перетворюється в спряжений відновник:

окисник + e− ↔ спряжений відновник.

Відновлення: При відновленні атоми та йони приєднують електрони. При цьому відбувається пониження ступеня окиснення елементу. Приклади: відновлення оксидів металів до вільних металів за допомогою водню, вуглецю, інших речовин; відновлення органічних кислот в альдегіди та спирти; гідрогенізація жирів та ін.

Відновник, що віддає електрони, набуває окиснювальних властивостей та перетворюється у спряжений окисник:

відновник - e− ↔ спряжений окисник.

Електродний потенціал — різниця електричних потенціалів між електродом та електролітом, в контакті з яким він знаходиться (найчастіше всього між металом і розчином електроліту).

Якщо пластинку будь-якого металу, наприклад, цинку занурити у воду, то іони цинку, що утворюють кристалічну решітку металу, під дією полярних молекул води гідратуються, зв'язок їх з решіткою послаблюється, і деяка їх кількість, відриваючись від металу, перейде у воду, а на металі залишиться еквівалентна кількість електронів:

Zn = Zn²⁺ + 2^e-

Між катіонами металу, що перейшли у воду, і негативно зарядженою пластинкою виникає електростатичне притягання, яке зумовлює зворотний процес — перехід іонів металу на пластинку; в системі встановлюється хімічна рівновага.

Іони цинку переходять із пластинки в розчин і осідають з розчину на пластинці з однаковою швидкістю. На межі між металом і розчином утворюється подвійний електричний шар і виникає стрибок потенціалу. Чим міцніше кристалічна решітка металу, тим важче іону металу перейти у розчин. Чим більша величина теплоти гідратації, тим легше іонам перейти у розчин. Отже, при зіткненні металу з водою його йони перебувають під дією двох конкуруючих сил.

Якщо рідина — вода, то для всіх металів в якісному відношенні картина буде однозначною : метал заряджається негативно, шар рідини, що прилягає до нього, позитивно. Інша картина спостерігається у випадку, якщо металеву пластинку занурити в розчин солі цього металу. Якщо метал неактивний, то буде переважати процес осадження іонів з розчину, І пластинка такого металу набуває позитивного заряду.

Отже при зануренні металевої пластинки у розчин власної солі на місці зіткнення металу з розчином виникає стрибок потенціалу, величина і знак якого залежать від хімічної природи металу та від активності його йонів у розчині.

Провідник (метал), занурений у розчин електроліту, називається електродом.

Різниця потенціалів (стрибок потенціалу), що виникає на межі поділу електрод — розчин, називається електродним потенціалом.

Гальванічний ланцюг в загальному випадку можна зобразити схемою

Електрод І / розчин І / розчин II / електрод II

Різниця потенціалів між електродом і розчином називається електродним потенціалом, а між двома розчинами - дифузійним потенціалом. Через малу величину в розрахунках звичайно дифузійним потенціалом нехтують. Тому електрорушійна сила гальванічного елемента визначається в основному різницею між електродними потенціалами його елементів.

Схему гальванічного елемента прийнято розміщувати так, щоб зліва був той електрод, потенціал якого більший.

Електродний потенціал електрода І роду (металу, зануреного в розчин, що містить іони того

ж металу),який обчислюється за рівнянням Нернста:

ϕ=ϕ⁰+((RT)/(zF))* ln(α_ок/α_відн)

де R –універсальна газова стала,T- температура ,z – число електронів,що приймають участь в елементарному акті окиснення-відновлення;F – стала Фарадея, α – дійсні активні концентрації.

ЕРС концентраційного елемента при температурі 18°С обчислюємо за формулою.

Еконц = 0,058/п *18 СІ/Са (8)

де п - валентність іона

СІ і С2 - концентрації іонів металу в розчинах, ;

Електрорушійна сила — кількісна міра роботи сторонніх сил із переміщення заряду, характеристика джерела струму.

Позначається здебільшого літерою ε, вимірюється в системі СІ у Вольтах. Зазвичай електрорушійна сила скорочується в текстах до е.р.с.

В електрохімії стандартний електродний потенціал, що позначається E o, E 0, або E O, є мірою індивідуального потенціалу оборотного електрода (в рівновазі) в стандартному стані, яке здійснюється в розчинах при ефективній концентрації в 1 моль / кг і в газах при тиску в 1 атмосферу або 100 кПа (кілопаскалів). Обсяги найчастіше взяті при 25 C. Основою для електрохімічної комірки, такий як гальванічна комірка завжди є окислювально-відновна реакція, яка може бути розбита на дві напівреакції: окислення на аноді (втрата електрона) і відновлення на катоді (придбання електрона). Електрика виробляється внаслідок відмінності електростатичного потенціалу двох електродів. Ця різниця потенціалів створюється в результаті відмінностей індивідуальних потенціалів двох металів електродів по відношенню до електроліту.

Водне́вий електро́д — відновлювально-окисний електрод, що береться за основу термодинамічної шкали відновлювально-окисних потенціліалів. Абсолютний електродний потенціал водневого електроду дорівнює 4,44 ± 0,02 В при 25 °C, але для порівняння з потенціалами інших електродів вважається нульовим при будь-якій температурі.

28.Звязок окислительно-восстановительных свойств со значениями потенциалов. Направление течения окислительно-восстановительных процессов.

29.Елетролиз. Законы электролиза. Процессы цо протекают на электродах. Последовательность разряда ионов. Правила составления окислительно-восстановительных реакций.

30.Водень.Особливости его размещения в периодической системе, строение атома, степени окисления. Получение водорода, его свойства Атомарный водород. Типы бинарных соединений элементов с водородом.

Кислород. Строение атома, степени окисления. Способы получения. Физические те химические свойства. Кислород как окислитель. Применение кислорода. Озон, его получение, свойства.

Типы соединений элементов с кислородом: оксиды, пероксиды. Пероксид водорода. Строение молекулы, кислотные и окислительно-восстановительные свойства.

Вода Строение молекулы, физические те химические свойства.

(Дз с 15 лабораторки)

31.Будова атомов галогенов. Степени окисления. Способы получения. Физические те химические свойства. Изменение свойств галогенов от фтора к йоду.

Галогеноводни. Добыча физические и химические свойства. Хмина свойств в ряду от HF к HI. Галогениды металлов.

Взаэмодия галогенов с водой и щелочами. Изменение свойств в ряду кислородсодержащих кислот хлора HClO, HClO2, HClO3, HClO4, в рядах кислот галогенов: HClO, HIO, HBrO, HClO3, HBrO3, HIO3

(ДЗ С 16 ЛАБОРАТОРКи)