Учебное пособие 800215

Пример 5.5. Раствор уксусной кислоты с молярной концентрацией 0,1 моль/л имеет рН = 2. Вычислить степень диссоциации кислоты.

Решение. Уксусная кислота диссоциирует по уравнению: СН3СООН СН3СОО + Н+,

поэтому число молекул, которые продиссоциировали (число диссоциированных молекул) кислоты равно числу ионов Н+, которые образовались при диссоциации:

Упражнение 5.6. Вычислите степень диссоциации соляной кислоты, если рН её раствора с молярной концентрацией 0,001 моль/л равен 3.

Пример 5.6. Раствор гидроксида аммония с молярной концентрацией 0,01 моль/л имеет рН = 10. Вычислите степень диссоциации основания.

Решение. Гидроксид аммония диссоциирует по уравнению

Задание 5.6. Вычислите степень диссоциации гидроксида натрия, если рН его раствора равен 11, а молярная концентрация 0,001 моль/л.

5.4. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Гидролиз – разложение водой. При растворении соли в воде происходит её электролитическая диссоциация на анионы и катионы, которые могут взаи-

61

модействовать с водой. Гидролизу подвергаются ионы слабых электролитов. Если катион соли является остатком слабого основания, то в результате взаимодействия с водой образуется это слабое основание. Если анион соли – остаток слабой кислоты, то в результате гидролиза образуется слабая кислота.

Пример 5.7. Хлорид аммония NH4Cl образован слабым основанием

NH4OH и сильной кислотой HCl. При растворении соль вступает в обменное взаимодействие с водой. Напишем молекулярное и ионно-молекулярные уравнения гидролиза данной соли:

NH4Cl + HOH NH4OH + HCl;

NH4+ + Cl + HOH NH4OH + H+ + Cl ; NH4+ + HOH NH4OH + H+.

Вданном случае устанавливается ионно-молекулярное равновесие, так

как слабый электролит (Н2О) является одним из исходных веществ и слабое основание NH4OH – один из продуктов реакции.

Таким образом, гидролиз солей относится к обратимым реакциям и протекает тем полнее, чем более слабым электролитом будет кислота или основание, образовавшие соль. Причиной гидролиза, то есть веществом, смещающим равновесие гидролиза в сторону образования продуктов реакции, являются слабые кислоты и основания.

Врезультате взаимодействия с водой хлорида аммония в растворе накапливаются свободные ионы Н+ и реакция среды становится кислой,

СН+ > СОН .

Пример 5.8. Нитрит натрия NaNO2 образован слабой кислотой HNO2 и сильным основанием NaOH. Уравнения гидролиза нитрита натрия выглядят так:

NaNO2 + HOH NaOH + HNO2;

Na+ + NO2─ + HOH Na+ + OH + HNO2;

Пример 5.9. Нитрит аммония образован слабым основанием NH4OH и слабой кислотой HNO2. При взаимодействии с водой образуются данные сла-

В данном случае рН среды будет слабокислым, так как константа диссоциации NH4OH немного меньше, чем константа диссоциации HNO2 (табл. 5.3).

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются, и pH среды не меняется, например:

NaCl + HOH = NaOH + HCl;

Na+ + Cl + HOH = Na+ + OH + H+ + Cl ; HOH = H+ + OH .

62

Таким образом, гидролизом называется обменное взаимодействие соли с водой, которое сопровождается образованием слабого электролита и измене-

нием рН среды.

Реакцию гидролиза можно представить как реакцию обратную реакции нейтрализации (реакции взаимодействия кислоты и основания):

Соль + Вода Кислота + Основание.

Реакция нейтрализации идёт с выделением теплоты, а процесс гидролиза

– с поглощением, то есть является эндотермическим. В соответствии с правилами смещения химического равновесия нагревание раствора соли должно смещать равновесие в сторону процесса, который идёт с поглощением тепла, то есть усиливать гидролиз соли.

Разбавление раствора водой также способствует протеканию гидролиза, так как увеличивается число ионов H+ и OH , взаимодействующих с ионами соли.

Упражнение 5.7. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза фторида калия (KF), нитрата аммония (NH4NO3) и хлорида железа (II) (FeCl2). Укажите причину гидролиза и изменения pH среды.

Домашнее задание

Задание 5.7. Напишите уравнения гидролиза солей в молекулярной, полной и сокращённой ионно-молекулярной форме. Укажите причину гидролиза. Накопление каких частиц в растворе изменяет рН среды? Укажите названия солей.

5.5. КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

Теоретические вопросы

1. Какие системы называются растворами?

2.Назовите классы неорганических соединений, которые являются электролитами и объясните сущность электролитической диссоциации.

3.Укажите условия протекания практически необратимых реакций двойного обмена.

4.Что такое «водородный показатель рН» и какие значения он принимает

вкислой, нейтральной и щелочной средах?

5.Что понимают под гидролизом солей и какие соли подвергаются гид-

ролизу?

Упражнения

1.Составьте уравнения электролитической диссоциации веществ: HNO3, KOH, Mn(OH)2, H2SiO3, MgSO4, NH4NO3. Для слабых электролитов напишите выражения констант диссоциации. Укажите названия всех электролитов.

2.Напишите молекулярные, полные и сокращённые ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия:

· карбоната калия и соляной кислоты;

63

·хлорида железа (III) и сульфида натрия;

·серной кислоты и силиката калия.

3.Растворы азотной и азотистой кислот имеют одинаковую концентрацию:

0,1 моль/л, значения водородного показателя: рН (HNO2) = 2, рН(HNO3) = 1. Вычислите степень диссоциации данных кислот.

4.Вычислите молярную концентрацию раствора гидроксида аммония, если степень его диссоциации равна α = 0,1, а водородный показатель рН = 11.

5.Напишите уравнения гидролиза сульфида натрия и нитрата свинца в молекулярной, полной и сокращённой ионно-молекулярной форме. Укажите причину гидролиза. Увеличение концентрации каких частиц в растворе изменяет рН среды?

Тема 6. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ

Прочитайте и запомните слова и словосочетания, приведённые в табл. 6.1.

6.1. ХИМИЧЕСКАЯ АКТИВНОСТЬ МЕТАЛЛОВ

Во всех окислительно-восстановительных реакциях металлы (Ме0) являются восстановителями. Количественной характеристикой электрохимической

активности металлов является величина электродного потенциала.

При контакте металла с раствором собственной соли протекают два противоположных процесса:

1)переход ионов из металла в раствор;

2)адсорбция катионов металла из раствора на поверхности металла.

Если в начальный момент времени скорость первого процесса больше скорости второго, поверхность металла приобретает избыточный отрицательный заряд, а прилегающий слой раствора – положительный. Если скорость второго процесса больше скорости первого, поверхность металла заряжается положительно, а прилегающий слой раствора – отрицательно.

Между двумя заряженными слоями возникает разность потенциалов, называемая электродным потенциалом. Величина электродного потенциала зависит от природы металла, концентрации ионов в растворе, температуры и определяется уравнением Нернста:

раздела «металл– раствор» при концентрации ионов металла 1 моль/л, температуре 298 К и давлении 101 кПа (табл. 6.2);

n – число электронов, принимающих участие в процессе на электроде; cMen+ – концентрация ионов металла в растворе.

64

Пример 6.1. Рассчитайте величину электродного потенциала кобальтового электрода в растворе нитрата кобальта с концентрацией 0,01 моль/л.

Решение. Рассчитывать будем по уравнению Нернста (6.1).

Упражнение 6.1. Вычислите величины электродных потенциалов медного электрода в растворе CuSO4 с концентрацией 0,1 моль/л и алюминиевого электрода в растворе AlCl3 c концентрацией 0,01 моль/л.

В зависимости от величины и знака стандартного электродного потенциала все металлы можно расположить в ряд стандартных электродных по- тенциалов (ряд напряжений), который характеризует электрохимическую активность металлов в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в водной среде при стандартных условиях. Чем меньше величина электродного

потенциала (более отрицательна), тем более активным восстановителем яв-

ляется металл.

Таблица 6.2

Стандартные электродные потенциалы в водных растворах

Если же кобальтовую пластину погрузим в раствор сульфата цинка, то реакция: Со + ZnSО4 → не произойдёт, т.к. Со0 менее активный восстановитель

становить Zn2+.

Упражнение 6.4. Цинковые пластины погружены одна в раствор сульфата магния, другая – сульфата кадмия. В каком случае будет происходить реакция?

Напишите молекулярное и электронные уравнения реакции. Ответ поясните в соответствии со стандартными электродными потенциалами металлов.

6.2. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ

Можно создать такие условия, при которых окислительная и восстановительная реакции будут протекать на разных участках поверхности. При этом электроны будут переходить от восстановителя к окислителю не непосредственно, а по проводнику электрического тока.

Гальванический элемент – химический источник постоянного электриче-

ского тока, в котором энергия окислительно-восстановительной реакции пре-

образуется в электрическую.

Простейший гальванический элемент состоит из двух электродов, которые погружены в растворы собственных солей. Электроды соединяют металлическим проводником (внешняя цепь), растворы солей – электролитическим мостиком или пористой перегородкой (внутренняя цепь). По внешней цепи движутся электроны от анода к катоду, а по внутренней цепи – анионы от катода к аноду.

Более активный металл в гальваническом элементе является анодом, на нем идут процессы окисления. Менее активный металл является катодом, на нём идут процессы восстановления.

Из двух металлов более активный никель, его стандартный электродный

вательно, в данном гальваническом элементе никель будет анодом, серебро – катодом. Процессы на электродах:

Анод (Ni): Ni0 – 2 е → Ni2+, процесс окисления.

Катод (Ag): Ag+ + е → Ag0, процесс восстановления.

При работе гальванического элемента электроны по металлическому проводнику перетекают с анода на катод. В результате этого новые порции никеля окисляются, а на серебряном электроде (катоде) восстанавливаются ионы серебра из раствора. Таким образом, концентрация ионов Ni2+ в растворе увеличивается, ионов Ag+ − уменьшается. Это влечет за собой перемещение отрицательно заряженных анионов NO3 от катода к аноду.

При работе гальванического элемента анод разрушается, масса катода увеличивается, концентрация электролита у анода возрастает, у катода – уменьшается.

Схематично гальванический элемент можно записать следующим образом: (Анод) Ni | Ni(NО3)2 || AgNО3 | Ag (Катод).

Важнейшей характеристикой гальванического элемента является величина электродвижущей силы (ЭДС), которая является максимальной разностью потенциалов электродов. Величина ЭДС всегда имеет положительное значение и рассчитывается по формуле:

ванического элемента. Электроды помещены соответственно в растворы солей: FeSO4 и CoSO4 с концентрацией 0,1 моль/л.

Рассчитайте по уравнению Нернста (6.1) значения электродных потенциалов; определите, какой электрод будет катодом, какой – анодом.

Запишите процессы на электродах и схему гальванического элемента. Рассчитайте ЭДС. Нарисуйте схему гальванического элемента, покажите направление движения электронов, направление движения анионов. Как будет меняться концентрация растворов электролитов у катода и у анода?

Домашние задания

Задание 6.1. Пластины из олова (Sn) погружены в растворы нитрата никеля, соляной кислоты, нитрата серебра. Укажите, в каком случае будет происходить реакция, напишите электронные уравнения процессов.

Задание 6.2. Рассмотрите работу кадмий-никелевого (Cd-Ni) гальванического элемента. Электроды помещены соответственно в растворы солей: CdSO4 и NiSO4 с концентрацией 0,1 моль/л.

69

Рассчитайте по уравнению Нернста (6.1) значения электродных потенциалов; определите, какой электрод будет катодом, какой – анодом.

Составьте схему, напишите уравнения электродных процессов, вычислите стандартную ЭДС кадмий-никелевого гальванического элемента.

6.3. КОРРОЗИЯ И ЗАЩИТА МЕТАЛЛИЧЕСКИХ КОНСТРУКЦИЙ Прочитайте и запомните слова и словосочетания, приведённые в табл. 6.3.

Коррозия – это разрушение металлов и сплавов в результате их физико-

химического взаимодействия с окружающей средой.

Коррозия протекает самопроизвольно, то есть без подвода энергии от внешнего источника. В результате коррозионного разрушения металлов и сплавов выделяется теплота, которая рассеивается в окружающую среду.

Коррозия сопровождается окислением (разрушением) металла, в ходе которого образуются оксиды, гидроксиды, соли. По механизму протекания про-

цесса различают химическую и электрохимическую коррозию.

Химическая коррозия протекает в средах, которые не проводят электрический ток, например атмосфера сухих газов, растворы неэлектролитов.

Пример 6.6. Рассмотрим коррозию железа в атмосфере кислорода при высокой температуре. Схема уравнения данного процесса:

Fe0 + O2 → Fe23+ O32− .

Это окислительно-восстановительная реакция, так как её участники изменяют степень окисления. Электронные уравнения:

Молекулярное уравнение реакции:

4Fe + 3O2 → 2Fe2O3.

Таким образом, сущность химической коррозии сводится к непосредст- венному взаимодействию металла с окислителем окружающей среды без воз-

никновения в системе электрического тока.

Упражнение 6.6. Рассмотрите коррозию меди (Cu) и алюминия (Al) в атмосфере сухого хлора (Cl2).

Коррозия по электрохимическому механизму происходит в средах, которые проводят электрический ток, например во влажной атмосфере и почве, в растворах электролитов.

Сущность электрохимической коррозии сводится к возникновению и ра-

боте коррозионных элементов. Отличие коррозионного элемента от гальванического элемента заключаются в том, что в нем отсутствует внешняя цепь (металлы непосредственно контактируют друг с другом); раствор электролита у катода и анода не разделен.

70