32. Гидролиз солей. Его физический смысл. Константа и степень гидролиза. Влияние на интенсивность гидролиза различных факторов. Правило Бертолле-Михайленко.

Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц.

Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. Обозначается α (или h_гидр); α = (c_гидр/c_общ)·100 %

Константа гидролиза — константа равновесия гидролитической реакции. Так константа гидролиза соли равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции гидролиза к равновесной концентрации соли с учетом стехиометрических коэффициентов.

Поскольку гидролиз обратимая реакция, то на состояние равновесия гидролиза влияют температура, концентрации участников реакции, добавки посторонних веществ. Если в реакции не участвуют газообразные вещества, практически не влияет давление. Исключается из рассмотрения вода, так как ее концентрация в водных растворах практически постоянна

Правило Бертолле-Михайленко Реакции протекают в сторону образования малорастворимых веществ, газов, слабых электролитов или комплексных соединений.

33. Окислительно-восстановительные реакции. Их типы и практическое значение. Методы уравнивания ОВР (метод электронного баланса, ионно-электронный метод). Примеры типичных окислителей и восстановителей. Процессы окисления и восстановления. Стандартный потенциал. Направление протекания ОВР.

Химические реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными

Типы окислительно-восстановительных реакций.

1.Рeакции мeжмолeкулярного окислeния-восстановлeния. В таких рeакциях окислитeль и восстановитeль находятся в разных вeщeствах:3CuO + 2NH₃ = 3Cu + N₂ + 3H₂O

Внутримолeкулярныe ОВР. Сюда относятся рeакции, в которых окислитeль и восстановитeль содeржатся в одном и том жe вeщeствe в видe атомов разных элeмeнтов:: (NH₄)₂Cr₂O₇ =N₂­ + Cr₂O₃ + 4H₂O

Самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования) – один и тот же элемент повышает и понижает С.О.

методом электронного баланса или методом полуреакций.

Ca₃(PO₄)₂ + C + SiO₂ ---- CaSiO₃ + P + CO.

2.2. Порядок нахождения коэффициентов следующий:

а) Определяем элементы, меняющие степень окисления – это Р и С.

б) Составляем электронные уравнения процессов восстановления и окисления, учитывая количество атомов восстановления или окисления в исходных молекулах:

2Р⁺⁵ + 10е^– ---- 2Р⁰, процесс восстановления, Р⁺⁵ – окислитель. С⁰ – 2е^– ---- С⁺², процесс окисления, С⁰ – восстановитель.

в) Находим наименьшее общее кратное, чтобы уравнять количество электронов в процессах окисления и восстановления:

г) Подставим найденные коэффициенты в уравнение ОВР:

Ca₃(PO₄)₂ + 5C + SiO₂ ---- CaSiO₃ + 2P + 5CO.

д) Подбор следующих коэффициентов осуществляем в строгой последовательности:

Уравниваем катионы, не имеющие степень окисления (в данном случае – Са⁺²).

Уравниваем неметаллы, не меняющие степень окисления (в данном случае – Si⁺⁴).

Уравниваем атомы водорода (в данном случае они отсутствуют).

Ca₃(PO₄)₂ + 5C + 3SiO₂ ---- 3CaSiO₃ + 2P + 5CO

е) правильность подбора коэффициентов проверяем подсчитывая число атомов кислорода в правой и левой частях уравнения.

Метод электронно-ионного баланса

Для подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водном растворе при участии ионов, используют метод электронно-ионного баланса.

Метод электронно-ионного баланса складывается из следующих этапов:

а) записывают формулы реагентов данной реакции

K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ + H₂S

и устанавливают химическую функцию каждого из них (здесь K₂Cr₂O₇ − окислитель, H₂SO₄ − кислотная среда реакции, H₂S − восстановитель);

б) записывают (на следующей строчке) формулы реагентов в ионном виде, указывая только те ионы (для сильных электролитов), молекулы (для слабых электролитов и газов) и формульные единицы (для твердых веществ), которые примут участие в реакции в качестве окислителя (Cr₂O₇²⁻ ), среды (Н⁺ − точнее, катиона оксония H₃O⁺) и восстановителя (H₂S):

Cr₂O₇²⁻ + H⁺ + H₂S

в) определяют восстановленную форму окислителя и окисленную форму восстановителя, что должно быть известно или задано (так, здесь дихромат-ион переходит катионы хрома(III), а сероводород − в серу); эти данные записывают на следующих двух строчках, составляют электронно-ионные уравнения полуреакций восстановления и окисления и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакций:

полуреакция восстановления Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ = 2Cr³⁺ + 7H₂O     * 1 полуреакция окисления H₂S − 2e⁻ = S(т) + 2H⁺     * 3

г) суммируя уравнения полуреакций, составляют ионное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись (б):Cr₂O₇²⁻ + 8H⁺ + 3H₂S = 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3S_(т)

д) на основе ионного уравнения составляют молекулярное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись (а), причем формулы катионов и анионов, отсутствующие в ионном уравнении, группируют в формулы дополнительных продуктов (K₂SO₄):

K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ + 3H₂S = Cr₂(SO₄)₃ + 7H₂O + 3S_(т) + K₂SO₄

е) проводят проверку подобранных коэффициентов по числу атомов элементов в левой и правой частях уравнения (обычно достаточно только проверить число атомов кислорода).

Вещества, являющиеся окислителями во многих реакциях, представляют собой типичные (сильные) окислители. К ним относятся F₂, Cl₂, O₂, KClO₃, H₂SO₄, HNO₃, KMnO₄, MnO₂, K₂Cr₂O₇, PbO₂ и др.

Типичными (сильными) восстановителями являются H₂, C (графит), Zn, Al, Ca, KI, HCl (конц.), H₂S, CO и др.

Окисление и восстановление Повышение степени окисления в ходе реакции, отвечающей потере (отдаче) электронов атомами элемента, называют окислением: S-II - 6e− = SIV В данном примере окисляется S−II до SIV. Понижение степени окисления элемента в ходе реакции, отвечающее присоединению ("взятию") электронов атомами этого элемента, называется восстановлением: O0 + 2e− = O−II В данном примере O0 восстанавливается до О−II.

СТАНДАРТНЫЙ ПОТЕНЦИАЛ (нормальный потенциал), значение электродного потенциала, измеренное в стандартных условиях относительно выбранного электрода сравнения (стандартного электрода).

О направлении ОВР можно судить по изменению энергии Гиббса ∆G. Если ∆G < 0 – реакция возможна, если ∆G > 0 - невозможна. Из термодинамики известно, что ∆G = -n·F·E; E = φ_ок-ля -φ_в-ля или φ_ок-ля > φ_в-ля, что возможно при Е > 0 и ∆G < 0.

34. Понятие электрохимия. Понятие анода, катода. Ряд напряжения металлов. Нормальный водородный электрод. Уравнение Нернста. Гальванические элементы. ЭДС гальванического элемента. Элемент Якоби-Даниэля.

Электрохи́мия — раздел химической науки, в котором рассматриваются системы и межфазные границы при протекании через них электрического тока, исследуются процессы в проводниках, на электродах (из металлов или полупроводников, включая графит) и в ионных проводниках (электролитах). Электрохимия исследует процессы окисления и восстановления, протекающие на пространственно-разделённых электродах, перенос ионов и электронов.

Катод— электрод некоторого прибора, присоединённый к отрицательному полюсу источника тока.

Ано́д — электрод некоторого прибора, присоединённый к положительному полюсу источника питания. Электрический потенциал анода положителен по отношению к потенциалу катода.

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.

Стандартный водоро́дный электро́д — электрод, использующийся в качестве электрода сравнения при различных электрохимических измерениях и в гальванических элементах Водородный электрод (ВЭ) представляет собой пластинку или проволоку из металла, хорошо поглощающего газообразный водород насыщенную водородом и погруженную в водный раствор, содержащий ионы водорода.

Уравнение Нернста — уравнение, связывающее окислительно-восстановительный потенциал системы с активностями веществ, входящих в электрохимическое уравнение, и стандартными электродными потенциалами окислительно-восстановительных пар.

Гальвани́ческий элеме́нт — химический источник электрического тока, основанный на взаимодействии двух металлов и (или) их оксидов в электролите, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока

Электродвижущая сила (ЭДС) — скалярная физическая величина, характеризующая работу сторонних (непотенциальных) сил в источниках постоянного или переменного тока.расчет ЭДС как разность потенциалов электродов ΔE = E_катода - E_анода.

ДАНИЕЛЯ-ЯКОБИ ЭЛЕМЕНТ медно-цинковый гальванический элемент. Состоит из Си и Zn электродов, к-рые погружены в р-ры CuSO₄ и ZnSO₄ соотв., разделенные пористой перегородкой: Источником электрич. энергии служит своб. энергия хим. р-ции Zn + + CuSO₄->ZnSO₄ + Си. Эдс элемента складывается из разницы потенциалов электродов, а также диффузионного потенциала на границе