48. Электролиз растворов электролитов - рассмотрите электролиз водных растворов CaCl2, MgSO4, AgF на инертных электродах (предложите варианты инертных электродов) при стандартных условиях; напишите уравнения катодного, анодного и суммарного процессов (или объясните, почему невозможно написать уравнение суммарного процесса электролиза);

Электролиз водного раствора сульфата магния:

на катоде 2H2O + 2e = H2 + 2OH-

на аноде 2H2O = O2 + 4H+ + 4e

в сумме 2H2O = 2H2 + O2

Электролиз водного раствора хлорида кальция:

на катоде 2H2O + 2e = H2 + 2OH-

на аноде 2Cl- = Cl2 + 2e

в сумме 2H2O + 2Cl- = H2 + 2OH- + Cl2

"Галоген-анионы кроме фторид-анионов F- окисляются на инертных анодах по реакции 2Hal- = Hal2 + 2e."

А как тогда будет выглядеть электролиз фторида серебра?

"Катионы металлов с потенциалом от 0 до – 0,84 В восстанавливаются совместно с молекулами воды. " у серебра 0,8. Значит на катоде будет вода, а аноде серебро? или так не бывает?

46.

При окисле́нии вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомы окислителя — акцепторами электронов.

В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части (см.Свободные радикалы). При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле.

Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель:

окислитель + e− ↔ сопряжённый восстановитель.

Восстановление

Восстановле́нием называется процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается.

При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидовметаллов до свободных металлов при помощи водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизация жирови др.

Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель:

восстановитель — e− ↔ сопряжённый окислитель.

Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.

Окислительно-восстановительная пара[править | править вики-текст]

Окислитель и его восстановленная форма, либо восстановитель и его окисленная форма составляет сопряжённую окислительно-восстановительную пару, а их взаимопревращения являются окислительно-восстановительными полуреакциями.

В любой окислительно-восстановительной реакции принимают участие две сопряжённые окислительно-восстановительные пары, между которыми имеет место конкуренция за электроны, в результате чего протекают две полуреакции: одна связана с присоединением электронов, то есть восстановлением, другая — с отдачей электронов, то есть окислением.

Виды окислительно-восстановительных реакций

Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:

Н2S + Cl2 → S + 2HCl

Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:

2H2O → 2H2 + O2

Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:

Cl2 + H2O → HClO + HCl

Репропорционирование (конпропорционирование, контрдиспропорционирование) — реакция, обратная диспропорционированию:

44 Энтропия-функция состояния системы,определяющая ее термодинамическую вероятность и в этом смысле устойчивость данного состояния(S).Изобарно-изотермический потенциал(G)-свободная энергия системы при P=const T=const ,критерий самопроизвольного протекания хим реакции.

Состояние любой совокупности частиц можно характеризовать: 1)указав значение непосредственно измеряемых свойств вещества,таких как p и t,которые являются макросостояния вещества.2)указав мгновенные характеристики каждой частицы вещества т е характеристики микросостояния вещества.Данному макросостоянию состоянию отвечает колоссальное число различных микросостояний.Критерием направленности процесса может служить энтропия. 2-е начало термодинамики: 1)невозможен самопроизвольный переход энергии от менее нагретого тела к более нагретому.2)все cамопроизвольные процессы в изолированных системах протекают в сторону увеличения энтропии ∆S>0.Энпропия растет:-при>t,плавлении твердого вещества,кипении жидкости,расширении газа,растворении кристаллов,диссоциации веществ-когда вследствие роста числа частиц неупоряченность увеличивается.Энтропия падает:при охлаждении,отвердевании,сжатии,кристаллизации из растворов,в реакциях с уменшением обьема.

Стандартная энтропия образования соединения равна изменению антропии,которое сопровождает реакцию образовния 1моль соединения в стандартных условиях из простых веществ. В изменении энтропии веществ:1)усложнение молекулы приводит к увеличению энтропии.2)увеличение твердости веществ,упорядочение структуры приводит к< энтропии.3)энтропия веществ в аморфном и стеклообразном состояниях больше,чем в кристаллах.4)энтропия простых веществ и соединений элементов является переодическим свойством.5)среди одинаковых по форме молекул энтропия возрастает с увеличением массы этих соединений.6)с < плотности металлов энтропия возрастает.

В химических процессах одновременно действуют 2 тенденции:1)стремление частиц объединиться за счет простых связей в более сложные,что <энтальпию системы.2)стремление частиц разъединиться,что >энтропию системы.Суммарный эффект этих 2 тенденций в процессах,в процессах ,протекающих при постоянных T и P,отражается изменением изобарно-изотермического потенциала.В честь америк.ученого Гиббса,ее называют свободной энергией Гиббса ∆G,проявляется действие двух прямо противоположных факторов-энтальпийного ∆H и энтропийного.∆G=∆H-T∆S ∆Gp,t<0-процесс термодинамически возможен.∆G>0-невозможен.∆G=0 состояние химического равновесия.

42.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=Спродиссоц.ионов/Соли

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

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

41.Электролиты – это вещества, которые проводят эл. ток если они находятся в растворенном или расплавленном состояниях. Носителями электричества в растворе являются анионы(-), катионы(+). При растворении солей, кислот, оснований в воде происходит диссоциация этих веществ с образованием эл. заряженных частиц катионов и анионов. Эл проводимость водных растворов пропорционально общей концентрации ионов в растворе.

i - изотонический коэффициент – показывает, во сколько раз осмотическое давление данного раствора больше нормального.

∆Ткип=i * KE*Cm

Аррениус ввел понятие степень электролитической диссоциации α – это отношение числа продиссоциирующих молекул на ионы к общему числу молекул.

α = (i-1)/(k-1) k – это число от2 до 4

электролитическая диссоциация вызывается взаимодействием полярных молекул растворителя с частицами растворимого вещества. Это взаимодействие приводит к поляризации связей и происходит образование ионов за счет ослабления и разрыва связей в молекулах растворяемого вещества.

электролиты:

а) сильные - = 1: сильные кислоты, сильные основания, все соли – вещества которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы.

б) слабые - < 1: слабые кислоты, слабые основания, вода – вещества, частично диссоциирующие на ионы.

Константа диссоциации является важной характеристикой слабых электролитов так как указывает на прочность их молекул в данном растворе (для сильных электролитов константы диссоциации отсутствуют).

Закон разбавления Освальда: с уменьшением концентрации раствора степень диссоциации слабого электролита увеличивается

40.Тщательно очищенная от посторонних примесей вода обладает определённой, хотя и незначительной, электрической проводимостью, заметно возрастающей с повышением температуры. Наличие электрической проводимости может быть объяснено только тем, что молекулы воды, частично распадаются на ионы, т.е. H2O является слабым электролитом. Процесс диссоциации воды может быть записан

H2O + H2O ↔ H3O+ + OH¯. Этот процесс называется самоионизацией или автопротолизом. Реакцию воды часто записывают в более простом виде:H2O ↔ H+ + OH¯. Константа диссоциации воды может быть вычислена по уравнению

Кд = (aH aOH)/aH2O (1). Учитывая, что при комнатной температуре на ионы распадается лишь одна из примерно 108 молекул воды, активности ионов в уравнении могут быть заменены их концентрациями , а концентрацию нераспавшихся молекул воды можно считать равной общей концентрации молекул воды. Концентрацию молекул можно рассчитать, разделив массу 1 л воды на массу её моля: 1000/18 = 55,5 моль/л. Считая эту величину постоянной, можно уравнение (1) записать в виде: [H+] [OH¯] = Кд 55,5 = Кв, где Кв – ионное произведение воды. При расчётах связанных с водными растворами электролитов, используют не концентрации, активности ионов: aH•aOH = Кв.

Для воды и разбавленных водных растворов при неизвестной температуре произведение концентраций ионов гидроксония и гидроксид ионов – есть величина постоянная. Эта величина наз. ионным произведением воды.

Вода является слабым электролитом и в незначительный степени диссоциирует на ионы по реакции: H2O ↔ H+ + OHK = ([H+][OH-])/[H20] = 1.8 • 10-16 (при 22 0С).

Водородным показателем, или pH, называется взятый с обратным знаком десятичный логарифм активности ионов водорода в растворе: pH = - lg aH. Водородный показатель определяет характер реакции раствора. При pH<7 реакция раствора кислая, при pH>7 – щелочная, при pH=7 – реакция нейтральная. Водородный показатель имеет важное значение для понимания большинства процессов, протекающих в жидкой фазе, так как ионы H+ и OH¯ непосредственно участвуют во многих из этих процессов. Кроме того, эти ионы являются гомогенными катализаторами многих реакций. Величина pH может служить критерием силы кислоты или основания. Водородный показатель играет важную роль в жизнедеятельности организма, так в норме pH сыворотки крови равен 7,40 ± 0,05, слёз – 7,4 ± 0,1. отклонение pH от нормальных значений приводит к расстройству деятельности организма. Существенно влияние на урожайность оказывает pH почвы, на экологию водоёма – pH воды.

Подавляющее большинство веществ обладает ограниченной растворимостью в воде и других растворителях. Поэтому на практике часто приходится встречаться с системами, в которых в состоянии равновесия находят осадок и насыщенный раствор электролита. Вследствие динамического характера равновесия скорость процесса растворения осадка будет совпадать со скоростью обратного процесса кристаллизации.

AnBm(т) ↔ nAm+ + mBn-.

Произведение активностей ионов электролита, содержащихся в его насыщенном растворе при данной температуре, есть величина постоянная. Эту величину называют произведением растворимости электролита и обозначают ПР. как константа равновесия, произведение растворимости зависит от природы растворённого вещества и растворителя, а также от температуры и не зависит от активностей ионов в растворе.

Связь между ПР и растворимостью cp выразиться уравнением:

ПР=(nCрАm+)n(mCрBn-)m