- •Растворы. Способы выражения концентраций растворов (молярная, моляльная, массовая доля, мольная доля, молярная концентрация эквивалента).
- •Э.Д.С. Гальванического элемента. Элемент Даниэля-Якоби.
- •Свойства растворов неэлектролитов. Законы Рауля.
- •Осмос. Осмотическое давление растворов, закон Вант-Гоффа.
- •Электродные потенциалы.
- •Растворы электролитов. Особенности применения законов неэлектролитов к разбавленным растворам электролитов. Изотонический коэффициент.
- •Теория электролитической диссоциации.
- •Понятие о межфазной энергии и поверхностно-активных веществах.
- •Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации.
- •Шкала электродных потенциалов. Водородный электрод.
- •Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда.
- •Ступенчатая диссоциация многоосновных кислот и многокислотных оснований.
- •Свойства и устойчивость коллоидов. Коагуляция и седиментация коллоидов.
- •Труднорастворимые электролиты. Произведение растворимости.
- •Электродные реакции. Расчет э.Д.С. Гальванического элемента.
- •Растворимость. Условия образования осадка. Условия растворения осадка.
- •Адсорбция. Поверхностные явления. Поверхностный слой.
- •Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель.
- •Расчет рН в растворах сильных кислот и оснований (на примерах).
- •Дисперсное состояние вещества. Классификация дисперсных систем по степени дисперсности и агрегатному состоянию.
- •Расчет рН в растворе слабой кислоты.
- •Гидролиз солей.
- •Поверхностные явления. Адсорбция.
- •Степень гидролиза. Константа гидролиза.
- •Разрушение комплексных ионов. Константа нестойкости.
- •Факторы, влияющие на степень протекания гидролиза. Необратимый гидролиз.
- •Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы.
- •Гидролиз солей многовалентных ионов.
- •Уравнение Нернста.
- •36Расчет рН в растворах солей, подвергающихся гидролизу (соль образована от слабой кислоты и сильного основания).
- •Свойства комплексных соединений.
- •34Расчет рН в растворах солей, подвергающихся гидролизу (соль образована от сильной кислоты и слабого основания).
- •Стандартный электродный потенциал как характеристика химической активности металлов.
- •Водородный показатель. Методы определения рН растворов.
- •Определение направления реакций окисления-восстановления.
- •Расчет рН в растворах солей, подвергающихся гидролизу (соль образована от слабой кислоты и слабого основания).
- •Коллоидное состояние вещества. Методы получения коллоидов.
- •Спектральные методы анализа.
- •Ароматические углеводороды.
- •Кислотно-основное титрование.
- •Алкены и их свойства.
- •Дробный и систематический качественный анализ.
- •Метод кондуктометрического титрования.
- •Методы определения рН.
- •Карбоновые кислоты
- •Электрохимические методы анализа.
- •Предельные спирты.
- •Окислительно-восстановительное титрование.
- •Фотометрический анализ. Закон Бугера-Ламберта-Бера.
- •Систематический качественный анализ
- •Альдегиды и кетоны
Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы.
Для определения потенциалов отдельных электродов, характеризующих окислительную способность окислителей и восстановительную – восстановителей, было решено условно принять за нуль потенциал стандартного водородного электрода. Тогда за стандартный потенциал любого другого электрода принимается стандартная разность потенциалов между ним и стандартным водородным электродом.
Стандартные условия требуют, чтобы концентрация всех веществ, участвующих в ОВР в растворе, были равны 1 моль/л, включая и концентрацию водородных ионов. За меру окислительной способности окислителя принят его стандартный восстановительный потенциал по отношению к стандартному водородному электроду.
Положительный знак потенциала для определённой сопряжённой пары говорит о том, что в неё входит окислитель, более сильный, чем водородный ион, а отрицательный – что в неё входит восстановитель более сильный, чем водород. Фтор – самый сильный окислитель. Литий – восстановитель.
Практически реализовать соответствующий гальванический элемент можно не для всех полуреакций. В таких случаях интересующий нас потенциал можно вычислить по потенциалам других полуреакций, из комбинации которых можно составить искомую, но при этом надо иметь ввиду, что потенциалы полуреакций нельзя складывать, поэтому комбинировать приходится изменения энергии Гиббса.
Водородные или гидроксильные ионы часто принимают участие в окислительно-восстановительных реакциях, и в этих случаях разность восстановительных потенциалов зависит от концентрации этих ионов.
В тех случаях, когда ионы водорода или гидроксида принимают участие в полуреакции, её потенциал увеличивается с подкислением (уменьшается pH) и уменьшается с подщелачиванием (увеличивается pH). Если ионы H+ или OH- не входят в уравнение полуреакции, её потенциал не зависит от pH.
Чем меньше значения φ0, тем сильнее выражены восстановительные свойства, и наоборот. Пусть гальванический элемент состоит из двух электродов (1 и 2), потенциалы которых φ1 и φ2, причём φ1> φ2. Это означает, что электрод 1 будет положительным, а электрод 2 – отрицательным. ЭДС равна φ1-φ2. На электроде 1 будет протекать полуреакция восстановления (катод), на 2 – полуреакция окисления (анод).
Гидролиз солей многовалентных ионов.
Гидролиз солей, образованных многовалентным катионом протекает ступенчато, через стадии образования основных солей:
1 ступень:Al(NO3)3 + H2O « Al(OH)(NO3)2 + HNO3
Al3+ + H2O « [Al(OH)]2+ + H+
2 ступень:
Al(OH)(NO3)2 + H2O « Al(OH)2(NO3) + HNO3
[Al(OH)]2+ + H2O « [Al(OH)2]+ + H+
3 ступень:
Al(OH)2(NO3) + H2O « Al(OH)3 + HNO3
[Al(OH)2]+ + H2O « Al(OH)3 + H+
Гидролиз протекает достаточно сильно по первой ступени, слабо - по второй ступени и совсем слабо - по третьей ступени (ввиду накопления ионов водорода, процесс смещается в сторону исходных веществ). Более полному гидролизу способствует разбавление раствора и повышение температуры. (В этом случае можно учитывать гидролиз и по третьей ступени.)
При гидролизе по катиону реакция раствора кислая pH < 7.