Гидролиз солей. Константа гидролиза.

Гидролиз солей — это химическое взаимодействие ионов солей с водой:

PCl₃ + 3H₂O = H₃PO₃ + 3HCl

во многих случаях сопровождающееся изменением реакционной среды:

а) сильное основание и слабая кислота — щелочная среда pH>7, свободные OH;

б) сильная кислота и слабое основание — осадок, среда кислая, pH<7;

в) слабое основание и слабая кислота — осадок, pH=7

г) сильное основание и сильная кислота — гидролиз не пойдет!

необратимый гидролиз — это когда соли образованные слабым нерастворимым или летучим основанием или нерастворимой кислотой.

Чем слабее кислота, тем в большей степени подвергается гидролизу ее соли. Чем слабее основание, тем в большей степени подвергаются гидролизу образованные им соли.

Степень гидролиза — отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворенных молекул (%). β=С_{продиссоц.ионов}/Соли

Значение константы гидролиза К характеризует способность соли подвергаться гидролизу, чем больше К, тем в большей степени протекает гидролиз

К_гидр=[полученные ионы][кот.справа]/[ион соли слева]

ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ.

Произведение растворимости (ПР) — это произведение концентраций его ионов при данной температуре в насыщенном растворе электролита.

CaSO₄ ↔ Ca₂⁺ + SO₄^2-

твердая ионы в растворе

соль

Константа равновесия для этого процесса выразится уравнением:

К_с = [Ca₂⁺][ SO₄^2-]/[CaSO₄]

в насыщенном растворе электролита произведение концентрации его ионов есть величина постоянная при данной температуре

Произведение растворимости вычисленное без учета коэффициентов активности является постоянной величиной только для малорастворимых электролитов

ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ. КОЛЛОИДНЫЕ РАСТВОРЫ, СВОЙСТВА.

Дисперсные системы — гетерогенная система, состоящая из 2 или более фаз с сильноразвитой поверхностью раздела между ними.

Вещество, которое в дисперсионной системе образует сплошную фазу наз. дисперсной средой. То, что растворено в виде частиц, капель, пузырьков — дисперсной фазой.

Различают несколько видов систем:

- грубодисперсные (взвеси) — это величины более 100 нМ;

- коллоидные — от 1 до 100 нМ;

- аэрозоли или аэрогели — если дисперсная среда газообразная (туман, дым).

Коллоидные растворы.

Частицы дисп.фазы кол.растворов наз-т кол-ми частицами. Коллоидные частицы несут на себе заряд, что обуславливает притяжение к ним диполей воды. На поверхности частицы созд-ся гидратная оболочка. Св-ва:

1.характерно движение частиц дисп.фазы,вызываемое беспорядочными ударами со стороны молекул среды, находящихся в тепловом движении

2.концентрация кол.растворов одинакова по всему объему системы

3.сохранение кол.степени дисперсности во времени обусловлено наличием одноименного эл-го заряда частиц фазы, вызывающ. их отталкивание.

СТРОЕНИЕ МИЦЕЛЛЫ КОЛЛОИДОВ. ОПТИЧЕСКИЕ И ЭЛЕКТРИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА.

МИЦЕЛЛА. СВ-ВА

Кол. частица состоит из ядра, адсорбирующего из окруж. среды иона другого вида, эти ионы наз-ся зарядообразующими. Ядро кол. частицы притягивает к себе из среды ионы противопол. знака. все сочетание, сост. из кол. частицы и эквивал-ой ей части дисперсной среды, наз-сямицеллой.

Т.е, мицелла:

-ядро

-адсорбирующий слой

-слой противоионов

Кол. частица — это мицелла и диффузионный слой противоионов.

Оптич. св-во:

Если пропускать пучок света через совершенно прозрачный кол. раствор, то он станов. видимым.

Элект. св-во:

Частицы дисперсной фазы перемещаются к аноду при возд.пост.эл.тока, а частицы дисперсионной среды — к катоду. Дисп. фаза несет на себе заряд противоп.заряду среды.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ (ОВР). ИОННО-ЭЛЕКТРОННЫЙ МЕТОД УРАВНИВАНИЯ ОВР. ТЕРМОДИНАМИЧЕСКАЯ ВЕРОЯТНОСТЬ ПРОТЕКАНИЯ ОВР.

ОВР-реакции, протекающие с изменением степени окисления.

Степень окисления - условный заряд, вычисленный в предположении, что соед-е сост. только из атомов, ионов и электронов. ОВР сост. из процессов окисления и восстановления. Окисление-процесс отдачи электронов. Восстановление-процесс присоед-я эл-в, понижение ст.окисления. окислитель всегда восстанавливается и наоборот.

Любая ОВР состоит из процессов окисления и восстановления:

Окисление — это процесс отдачи электронов при этом происходит понижение степени окисления.

Восстановление — это процесс присоединения электронов, при этом происходит понижение степени окисления.

Реакции, в кот. ок-ль. и восст-ль предс. собой различные ве-ва наз. межмолеклярными. Если ок-ль и восс-ль атомы одной молекулы - внутримолекулярные.

Разновидностью ОВР является - р-я диспропорционирования, т.е. самопроизв-го окисления или восстановления, это ок-е или восс-е атомов или ионов одной и той же молекулы.

Любую реакцию ОВР рассматривают исходя из осн. определения реакции с переносом электрона для составления электронного баланса и применяют метод полуреакции (электронно-ионный).

Стадии окисления и восст-я разделены: 1.установление формул исх. в-в и продуктов реакции. 2.опред. степени окисления элементов. 3.опред. числа эл-в, отдаваемых восст-ем и приним-х ок-лем. 4.опред. коэффициентов при всех веществах.

Направление по энергии Гиббса. G<0 — в прямом направлении

ЭЛЕКТРОДНЫЙ ПОТЕНЦИАЛ. СТАНДАРТНЫЙ ЭЛЕКТРОДНЫЙ ПОТЕНЦИАЛ. ВОДОРОДНЫЙ ПОТЕНЦИАЛ. УРАВНЕНИЕ НЕРНСТА.

ЭЛЕКТРОДНЫЙ ПОТЕНЦИАЛ

Электрохимические процессы — процессы взаимопревращения хим. и электрич-ой форм энергии, протекающие на электродах.

Электрод — любой металл или токопроводящий материал, погруженный в р-р электролита. Между ними подвижное равновесие: Меⁿ⁺+ne^-=Me⁰. при погружении Ме в р-р нач-ся сложное взаимодействие Ме с компонентами р-ра электролита. Гидратированные ионы Ме, находящиеся у поверхности электрода, и оставшиеся на Ме избыточные электроны, образуют две противозаряженные плоскости, аналогичные обкладке плоского конденсатора. И на границе раздела возникает двойной электрич-й слой. Переход ионов Ме с электрода в раствор приводит к равновесному состоянию системы, потенциал на поверхности Ме равновесный и зависит от св-в Ме и концентрации его ионов в р-ре.

Стан-й водородный потенциал: 2H⁺+2e^-=H₂⁰

Ст.электр.потенциал Ме:

Электродный потенциал, измеренный относительно стандартного водородного потенциала при условии, что концентрация свободных гидратированных ионов Ме равна 1 моль/л раствора электролита.

Уравнение Нернста: OX+ne^-=Red,

Ox-окисленная форма, Red-восстановленная.

потенциал: φ_ox/red= φ⁰_ox/red —(RT/nF)ln(Cox/Cred),

R-газ.пост.=8, 31, F-пост.Фарадея, n-число ℮, переданных окислителем. Или:

φ_ox/red= φ⁰_ox/red —(0,058/n)lg(Cox/Cred),

ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ: УСТРОЙСТВА, ПРОТЕКАЮЩИЕ ПРОЦЕССЫ НА АНОДЕ И КАТОДЕ.

Гальваническими пер­вичными элементами называют устройства для прямого преоб­разования химической энергии заключенных в них реагентов в электрическую. Реагенты (окислитель и восстановитель) входят непосредственно в состав гальванического элемента и расходу­ются в процессе его работы. После расхода реагентов элемент не может больше работать, Таким образом, это источник тока одноразового действия, поэтому его еще называют первичным химическим источником тока.

Емкость элемента — это количество электричества, которое источник тока отдает при разряде. Она определяется массой реагентов в элементе, их эквивалентом и степенью пре­вращения.

Важной характеристикой элемента служит удельная энергия, т. е. энергия, отнесенная к единице массы или объема элемента. Так как при увеличении тока напряжение элемента падает, то энергия и удельная энергия элемента также падают.

Гальванический элемент — состоит из 2 полуэлементов окислительно-восстановительных систем, соед-х между собой Ме-м проводником.

В качестве анодов обычно применяются электроды из цинка и магния, катодов — электроды из оксидов металлов (марганца, меди, ртути, серебра) и хлоридов (меди и свинца) на графите, а также кислородный электрод.

Процессы:

1.окисления на аноде(-)

2.восстановления на катоде(+)

3.движение эл-в во внешней цепи

4.движение ионов в растворе.

ЭДС И ЭНЕРГИЯ ГИББСА ГАЛЬВАНИЧЕСКОГО ЭЛЕМЕНТА.

ЭДС, Энергия Гиббса

Эдс-максимальная разность потенциалов электродов, кот.м.быть получена при работе гальв-го эл-та:

E = φ_k — φ_a. Е Всегда>0! и поэтому φ_k > φ_a

Важной характеристикой элемента служит удельная энергия, т. е. энергия, отнесенная к единице массы или объема элемента. Так как при увеличении тока напряжение элемента падает, то энергия и удельная энергия элемента также падают. Более высо­кую удельную энергию можно получить в элементах с большим значением ЭДС, малой поляризацией, малыми значениями элек­трохимических эквивалентов и высокими степенями превращения реагентов.

∆G=-nFE, F-пост.Фарадея=96500 Кл, n-число эл-в, принимающих участие в ОВР.

Влияние условий: 1.природа реагир-х ве-в. 2.концентрация. 3.температура. 4.хар-р среды