№24.

Константа гидролиза - константа равновесия гидролитической реакции. В качестве примера ниже приводится вывод уравнения константы гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:

Уравнение константы равновесия для данной реакции имеет вид: или

Гидролиз протекает в заметной степени только в разбавленных растворах, тогда следовательно, Это произведение называется константой гидролиза (Кг):

Ступенчатый гидролиз происходит у солей, образованных слабой многоосновной кислотой или слабым основанием многовалентного металла(Na₂CO₃).

I ступень

По первой ступени гидролиза образуется кислая соль.

II ступень

По второй ступени образуется слабая кислота.

Необратимый гидролиз

Если в процессе гидролиза образуется нерастворимое соединение или выделяется газ, то гидролиз протекает до конца, т.е. необратимо (полный гидролиз). Полностью гидролизуются соли (карбонаты, сульфиды алюминия, хрома(III), железа(III))

№25.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) - реакции, при протекании которых изменяется степень окисления одного или нескольких элементов.

Окисление — это процесс отдачи электронов, сопровождающихся повышением степени окисления элемента.

Восстановление — это процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления элемента.

Восстановитель -вещество, в состав которого входит окисляющийся элемент.

Окислитель - в состав входит восстанавливающийся элемент.

Степень окисления – число электронов, смещенных в молекуле от одного атома к другому. Например (1, -2, +3).

Степени окисления металлов в соединениях всегда положительные, а степени неметаллов могут быть как положительными так и отрицательными.

Правила определения степеней окисления:

1.Элемент в простом веществе имеет нулевую степень окисления;

2.Все металлы имеют положительную степень окисления;

3.Бор и кремний в соединениях имеют положительные степени окисления;

4.Водород имеет в соединениях степень окисления (+1).Исключая гидриды( соединения водорода с металлами главной подгруппы первой-второй групп, степень окисления -1, например Na+H- );

5.Кислород имеет степень окисления (-2),за исключением соединения кислорода со фтором O+2F-2 и в перекисях( Н2О2 - степень окисления кислорода (-1);

6.Фтор имеет степень окисления (-1)

Окислительно-восстановительная двойственность – это способность атома, находящегося в промежуточной степени окисления, быть как восстановителем, так и окислителем, в зависимости от того, с каким веществом он реагирует. Окислительно-восстановительную двойственность проявляют все неметаллы (кроме фтора и кислорода), нитриты, сульфиты, некоторые сложные вещества:

Внутримолекулярное окисление-восстановление – это реакции, при протекании которых часть сложного вещества окисляется, а другая ее часть восстанавливается. 2Н^2+0^-2=(>1000С)2H2^0+О2^0

Реакция диспропорционирования (примеры)

Диспропорционирования реакция – это реакция, при которой вещества, находящиеся в промежуточных степенях окисления могут принимать участие в реакциях, в которых одна часть окисляется, а другая – восстанавливается, причем у одного и того же вещества может быть разная степень окисления.

Где x –Cl. В соединении с водородом ст.ок. = +1, а с кислородом и водородом=-1.

№26.

Важнейшие окислители и восстановители.

Важнейшие восстановители: низшие степени окисления

1) Me: Аl, Mg, Na, K, Zn. Соединения с Me: Cu+, Sn2+, Fe2+.

2) неMe: С, CO, H2

Важнейшие окислители: высшие степени окисления

1) соединения Me: PbO2, KMgO4/

2) неMe: O2, Cl2, Br2. соединения неMe: HCl, HNO3, N2SO4

№27.

Гальванический элемент - устройство, используемое для преобразования энергии окислительно-восстановительной химической реакции в электрическую энергию. Химический источник электрического тока.

Принцип действия гальванического элемента основан на взаимодействии двух металлов через электролит, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока. ЭДС гальванического элемента зависит от материала электродов и состава электролита.

Элемент Якоби-Даниэля, представляет собой пример электрохимического (гальванического) элемента – устройства, в котором химическая энергия окислительно-восстановительной реакции непосредственно преобразуется в электрический ток. Их называют также химическими источниками электрической энергии (ХИЭЭ).

Cu – (K), Zn – (A). Работает, пока не растворится анод, либо не используется вся соль сульфата меди СuSO4

Электродные процессы – процессы, связанные с переносом зарядов через границу между электродом и раствором. Катодные процессы связаны с восстановлением молекул или ионов реагирующего вещества, анодные – с окислением реагирующего вещества и с растворением металла электрода.

№28.

Стандартный электродный потенциал — это потенциал металла, определенный относительно стандартного (нормального) водородного электрода, при условии, что концентрация ионов водорода Н+ и ионов испытуемого металла Men+ равны 1 моль-ион/л при стандартных условиях (298К, 101кП).

Ряд стандартных электродных потенциалов металлов (ряд напряжений металлов (см. табл.)) - последовательность, в которой металлы расположены в порядке увеличения их стандартных электрохимических потенциалов φ0, отвечающих полуреакции восстановления катиона металла Men+: Men+ + nē → Me.

Положение того или иного металла в ряду напряжений характеризует его восстановительную способность, а также окислительные свойства его ионов в водных растворах при стандартных условиях. Чем меньше значение E°, тем большими восстановительными способностями обладает данный металл в виде простого вещества, и тем меньшие окислительные способности проявляют его ионы, и наоборот. Ряд стандартных электродных потенциалов представляет следующую информацию:

1)чем более отрицателен электродный потенциал металла, тем больше его восстановительная способность и тем легче он окисляется;

2)каждый металл способен восстанавливать (вытеснять) из растворов солей те металлы, которые стоят в ряду стандартных электродных потенциалов после него;

3)чем более положительно значение электродного потенциала катиона, тем легче он восстанавливается.

Электрохимическое поведение металлов в водных растворах.

По своему поведению при электролизе водных растворов все металлы можно разделить на три группы:

1)активные металлы Li→Mn – никогда не выделяются на катоде из-за высокой восстановительной способности, вместо них выделяется Н2.

2)металлы – средней активности, Mn→H2 могут выделяться на катоде вместе с водородом.

3)Малоактивные металлы Н2→ выделяются на катоде в первую очередь, водород не выделяется.

Аноды: Инертные – не участвующие в процессе электролиза. Анод называется активным или растворимым если он участвует в процессе электролиза.

Электролиз K₂SO₄

К(-)_: 2 H₂O + 2e ---> H₂ + 2 0H^-

А(+): 2 H₂O - 4e ---> 4 H⁺ + O₂

Электролиз Cu(NO₃)₂

а ) Графитовый анод А(+): 2 H₂O - 4e ---> 4 H⁺ + O₂ | 1 | - окисление E⁰(H₂O/O₂) = 1,23 В К(-): Сu²⁺ + 2e ---> Cu⁰ | 2 | - восстановление E⁰(Cu²⁺/Cu) = 0,34 В -------------------------------------- 2 Cu²⁺ + 2 H₂O --эл. ток--> 2 Cu + 4 H⁺ + O₂ -------------------------------------- 2 Cu(NO₃)₂ + 2 H₂O --эл. ток--> 2 Cu + 4 HNO₃ + O₂ По закону Фарадея определим массу выделившегося кислорода и меди на электродах: m(O₂) = I * t * Mэ(O₂) / F = 6 * 7200 * (32/4) / 96500 = 3,58 г m(Cu) = I * t * Mэ(Сu) / F = 6 * 7200 * (64/2) / 96500 = 14,33 г б ) Медный анод А(+)/Сu: Cu⁰ - 2e ---> Сu²⁺ | 1 | - окисление К(-): Сu²⁺ + 2e ---> Cu⁰ | 1 | - восстановление ---------------------------------------- Cu⁰ + Сu²⁺ --эл. ток--> Сu²⁺ + Cu⁰ ---------------------------------------- Cu⁰ + Cu(NO₃)₂ --эл. ток--> Cu(NO₃)₂ + Cu⁰ Т.о. медь с анод переходит на катод. По закону Фарадея определим массу выделившегося меди на катоде: m(Cu) = I * t * Mэ(Сu) / F = 6 * 7200 * (64/2) / 96500 = 14,33 г

№29.