Коллоквиумы и экзамены / ответы по неорган химии-1

30. Произведение растворимости. Реакции обмена в растворах электролитов.

Произведение растворимости (ПР) — произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости величина постоянная.

При постоянной температуре в насыщенных водных растворах малорастворимых электролитов устанавливается равновесие между твердым веществом и ионами, образующими это вещество. Например, в случае для CaCO3 это равновесие можно записать в виде: СаСО3 = Са2+ + СО32-

Константа этого равновесия рассчитывается по уравнению:

В приближении идеального раствора с учетом того, что активность чистого компонента равна единице, уравнение упрощается до выражения:

Константа равновесия такого процесса называется произведением растворимости. В общем виде, произведение растворимости для вещества с формулой AmBn, которое диссоциирует на m ионов A и n ионов B, рассчитывается по уравнению:

где [Am+] и [Bn-] — равновесные молярные концентрации ионов, образующихся при электролитической диссоциации. Из произведений растворимости можно рассчитать концентрации катионов и анионов в растворе малорастворимого электролита. Значения произведений растворимости приведены в справочниках.

Реакции в растворах электролитов протекают между ионами, на которые диссоциируют растворенные вещества. При этом не изменяются степени окисления элементов.

Не все ионные обменные реакции необратимы. Ионные обменные реакции идут до конца в том случае, если в результате реакции образуется:

нерастворимое соединение, выпадающее в осадок;

газообразное вещество;

слабый электролит (вода, слабое основание (NH4OH) или слабая кислота

(HNO2)).

Уравнения реакций такого типа более правильно писать не в молекулярной, а в ионномолекулярной форме. В этих уравнениях указывают ионы, на которые распадаются молекулы сильных электролитов. Малорастворимые вещества, выделяющиеся из раствора в виде осадка, газообразные соединения и слабые электролиты в этих

уравнениях пишут в молекулярном виде. Кроме того, существует краткая ионная форма записи уравнения реакции, отображающая сущность реакции, протекающей в растворе электролита.

BaCl2+ Na2SO4= BaSO4↓ + 2NaCl

2NaOH + H2SO4= H2O + Na2SO4 2NaNO2 + H2SO4 = 2HNO2 + Na2SO4

NH4Cl + NaOH = NH4OH + NaCl

31. Гидролиз солей. Количественные характеристики гидролиза.

Гидролиз солей – это химическая реакция ионного обмена между водой и растворённым в ней веществом с образованием слабого электролита.

В большинстве случаев гидролиз сопровождается изменением pH раствора.

Большинство реакций гидролиза - обратимы:

Pb(NO3)2 + H2O => Pb(OH)(NO3) + HNO3

Na2HPO4 + H2O => NaH2PO4 + NaOH

Некоторые реакции гидролиза протекают необратимо:

Al2S3 + 6H2O => 2Al(OH)3¯ + 3H2S↑

Причиной гидролиза является взаимодействие ионов соли с молекулами воды из гидратной оболочки с образованием малодиссоциированных соединений или ионов.

Способность солей подвергаться гидролизу зависит от некоторых факторов:

свойств ионов, образующих соль;

концентрации соли и продуктов реакции;

температура.

Если соль образована сильным основанием и сильной кислотой, то гидролизу она не подвергается.

Если сильной кислотой и слабым основанием – кислая среда.

Если слабая кислота и сильное основание – щелочная среда.

Количественные характеристики гидролиза:

1)Степень гидролиза

2)Константа гидролиза

Степень гидролиза (h) - отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворённых молекул (выражается в процентах):

h = (nгидр /nраств ) ∙ 100%

Степень гидролиза зависит от химической природы образующейся при гидролизе кислоты (основания) и будет тем больше, чем слабее кислота (основание).

По величине kгидр судят о полноте гидролиза; чем больше ее значение, тем в большей степени протекает гидролиз.

Гидролиз чаще всего идет с поглощением кислоты, поэтому при увеличении температуры, равновесие смещается вправо, что ведет к росту степени гидролиза.

32. Теория ОВР. Важнейшие окислители и восстановители. Метод электронного баланса.

Положения теории ОВР:

1)Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. При окислении степень окисления повышается.

2)Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. При восстановлении степень окисления понижается.

3)Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны называются восстановителями. Во время реакции они окисляются. Ато­мы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются.

4)Окисление всегда сопровождается восстановлением, и наоборот, восстановление всегда связано с окислением

Ме в свободном состоянии – только окислители

Не Ме (искл F) – в свободном виде как окислители, так и восстановители

К числу сильных окислителей, широко используемых на практике, относятся галогены (Fe2, Cl2, Br2, I2), оксид марганца Mn+4O2, перманганат калия KMn+7O4, манганат калия K2Mn+6O4, оксид хрома (хромовый ангидрид) Cr+6O3, хромат калия K2Cr+6O4, бихромат калия K2Cr2+6O7, азотная кислота HN+5O3 и ее соли, кислород О2, озон О3, перекись водорода Н2О2, концентрированная серная кислота Н2S+6О4, оксид меди (II) Сu+2О, оксид серебра Ag2+1O, оксид свинца Рb+4О2, гипохлориты (например, NaCl-1O) и другие соединения.

Щелочные и щелочноземельные металлы являются сильными восстановителями. К числу других восстановителей относятся: водород, углерод, оксид углерода С+2О, сероводород Н2S-2, оксид серы S+4О2, сернистая кислота Н2S+4О3 и ее соли, галогенводороды (кроме HF), хлорид олова (II) Sn+2Cl2, сульфат железа (II) Fe+2SO4.

Суть метода электронного баланса заключается в:

•Подсчете изменения степени окисления для каждого из элементов, входящих в уравнение химической реакции

•Элементы, степень окисления которых в результате произошедшей реакции не изменяется - не принимаются во внимание

•Из остальных элементов, степень окисления которых изменилась - составляется баланс, заключающийся в подсчете количества приобретенных или потерянных электронов

•Для всех элементов, потерявших или получивших электроны (количество которых отличается для каждого элемента) находится наименьшее общее кратное

•Найденное значение и есть базовые коэффициенты для составления уравнения.

5Н2S + 2КМnО4 + ЗН2SО4 = 5S + 2МnSО4 + К2SО4 + 8Н2О

33. Ионно-электронный метод (метод полуреакций).

34. Классификация ОВР.

1)Межмолекулярные – в ходе которых окислитель и восстановитель находятся в разных веществах:

MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O

2)Внутримолекулярные – в ходе которых окислитель и восстановитель находятся в одном веществе.

KClO3 = KCl + O2

3)Диспропорционирование – атомы одного и того же элемента являются и окислителем и восстановителем.

Cl2 + H2O = HCl + HClO

35. Электрохимические процессы. Электронный потенциал. Водородный электрод.

Химические превращения, происходящие при воздействии электрического тока на вещества, называются электролитическим.

Электродный потенциал — разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электролита).

Возникновение электродного потенциала обусловлено переносом заряженных частиц через границу раздела фаз, специфической адсорбцией ионов, а при наличии полярных молекул (в том числе молекул растворителя) — ориентационной адсорбцией их. Величина электродного потенциала в неравновесном состоянии зависит как от природы и состава контактирующих фаз, так и от кинетических закономерностей электродных реакций на границе раздела фаз.

Стандартный водородный электрод — 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 (обычно используют платину или палладий), насыщенную водородом (при атмосферном давлении) и погруженную в водный раствор, содержащий ионы водорода. Потенциал пластины зависит от концентрации ионов Н+ в растворе. Электрод является эталоном, относительно которого ведется отсчет электродного потенциала определяемой химической реакции. При давлении водорода 1 атм., концентрации протонов в растворе 1 моль/л и температуре 298 К потенциал ВЭ принимают равным 0 В. При сборке гальванического элемента из ВЭ и определяемого электрода, на поверхности платины обратимо протекает реакция:

2Н+ + 2e− = H2, то есть, происходит либо восстановление водорода, либо его окисление — это зависит от потенциала реакции, протекающей на определяемом электроде.

36. Электрохимический ряд напряжения металлов. Уравнение Нернста.

Ряд напряжений (реже — ряд активностей) - последовательность расположения металлов и их ионов в порядке возрастания стандартных электродных потенциалов в растворах электролитов. Электродом сравнения обычно служит стандартный Водородный электрод. Поэтому в Р. н. включают и водород, электродный потенциал которого принимается равным нулю.

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

,

где

· — электродный потенциал, — стандартный электродный потенциал, измеряется в вольтах;

· — универсальная газовая постоянная, равная 8.31 Дж/(моль·K);

· — абсолютная температура;

· — постоянная Фарадея, равная 96485,35 Кл·моль−1;

· — число моль электронов, участвующих в процессе;

· и — активности соответственно окисленной и восстановленной форм вещества, участвующего в полуреакции.

Если в формулу Нернста подставить числовые значения констант и и перейти от натуральных логарифмов к десятичным, то при получим

37. Гальванический элемент и его влияние на протекание ОВР.

Гальванический элемент – это устройство, в котором на основе ОВР получают электрический ток.

Гальванический элемент состоит из электродов, внешней цепи и электролитического ключа.

Описание работы гальванического элемента. При замыкании цепи под влиянием разности потенциалов в цепи начинает течь электрический ток. Так, катион цинка покидает кристаллическую фазу и переходит в раствор (цинковая

пластинка начинает растворяться), а электроны движутся по проводнику по внешней цепи к медной пластинке. При этом электроны могут совершить работу. Обратите внимание: электроны в нашей системе двигаются от цинка к меди, т.е. справа налево,

а электрический ток течет наоборот, слева направо, так как за направление электрического тока принято направление движения положительных зарядов.

В тот момент, когда ион цинка переходит из пластинки в раствор, в растворе оказывается больше положительных ионов, чем отрицательных (нарушается уравнение электронейтральности), вследствие чего часть анионов соли электролитического ключ мигрирует из геля в раствор соли цинка. Тогда в растворе соли меди также возникает избыток катионов, в результате чего катион меди осаждается на медную пластинку (масса медной пластинки увеличивается), принимая два электрона из внешней цепи.

Таким образом, измерив изменение массы металлической пластинки, можно сделать вывод о том, какое количество вещества израсходовалось (образовалось), а также определить, какой из электродов был катодом, а какой – анодом.

38. Электролиз растворов и расплавов.

Электролиз – это окислительно-восстановительный процесс, протекающий при прохождении постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита.

Химические реакции, протекающие при электролизе, осуществляются при помощи энергии электрического тока, подведённого извне. Следовательно, при электролизе происходит преобразование электрической энергии в химическую. Процессы окисления и восстановления в этом случае протекают раздельно, т.е. на различных электродах. Электрод, на котором происходит восстановление, называется катодом, а электрод, на котором происходит окисление, - анодом. Катод подключён к отрицательному полюсу, и поэтому к нему движутся катионы, анод – к положительному полюсу, к нему движутся анионы.

Электролиз расплава. Рассмотрим электролиз расплава СuCl2, который диссоциирует на ионы Сu2+ и Cl . При подключении напряжения к электродам через расплав начинает протекать электрический ток. Так, при электролизе расплава хлорида меди (II) электродные процессы могут быть выражены полуреакциями:

на катоде (–): Сu2+ + 2e → Cu0 – катодное восстановление

на аноде (+): 2 Cl– – 2e → Cl2 – анодное окисление

Общая реакция электрохимического разложения вещества представляет собой сумму двух электродных полуреакций, и для хлорида меди она выразится уравнением

Cu2+ + 2 Cl– → Cu + Cl2

Электролиз растворов осложняется участием в электродных процессах ионов Н и ОН . Кроме того, молекулы воды сами могут подвергаться электродному окислению или восстановлению.

Катодные процессы в водных растворах при электролизе не зависят от материала катода, а только от природы катиона.

Анодные процессы в водных растворах зависят от материала анода и природы аниона. При рассмотрении анодных процессов следует иметь в виду, что материал анода в ходе электролиза может окисляться.

Катод: 2H2O + 2e = H2 + OH-

Анод: 2Н2О = О2 + 4Н+ + 4е

На катоде в первую очередь восстанавливаются катионы Ме, имеющие электродный потенциал больше чем у Н2.

Катионы с малым стандартным ЭП от лития до алюминия не восстанавливаются. Вместо них восстанавливаются молекулы воды.

Катионы Ме имеющие стандартный ЭП меньше чем у водорода, но больше чем у алюминия восстанавливаются одновременно с молекулами воды.

Если использовать инертный анод, то в первую очередь окисляются ионы бескислородных кислот.

При электролизе водных растворов с ионами кислородосодержащих кислот на аноде окисляются молекулы воды.

39. Комплексные соединения. Номенклатура и классификация.

Комплексные соединения – это сложные соединения, в узлах кристаллов которых находятся наряду с простыми ионами сложные ионы, способные существовать также в растворах.

Лиганды – доноры электронной пары за счет не поделённой электронный пары.

Комплексообразователи – катионы переходных металлов (d-элементы).

Классификация:

1.По заряду внутренней сферы: а) Катионные [Cu(NH3)4]2+

б) Анионные [Fe(CN)6]3-

в) Нейтральные [Pt (NH3)2Cl]

2.По природе лигандов:

а) аквокомплексы [Сu(H2O)4]SO4

г) гидроксокомплексы K2[Cu(OH)4]

д) хелаты (гемоглобин, хлорофилл, витамин В12 ) е) смешаннолигандные комплексы

Названия комплексных солей образуют по общему правилу: сначала называют анион, а затем - катион в родительном падеже.

Название комплексного катиона составляют следующим образом:

Сначала указывают числа (используя греческие числительные: ди (2), три (3), тетра (4), пента (5), гекса (6) и т.д.) и названия отрицательно заряженных лигандов с окончанием «о» (Сl- - хлоро, SO42- - сульфато, ОН- - гидроксои т. п.); затем указывают числа и названия нейтральных лигандов, причем вода называется аква, а аммиак — аммин;последним называют комплексообразователь, указывая степень его окисления (в скобках римскими цифрами после названия комплексообразователя). Например, комплексная соль [Pd(H2О)(NН3)2Cl]Cl называется – хлорид хлородиамминаквапалладия (II).

Название комплексного аниона составляют аналогично названию катиона и заканчивают суффиксом «ат». Например, комплексная соль K2[Pt(OH)3Cl] называется хлоротригидроксоплатинат (3) калий.

Названия нейтральных комплексных частиц образуют так же, как и катионов, но комплексообразователь называют в именительном падеже, а степень его окисления не указывают, так как она определяется электронейтральностью комплекса. Например, [Рt(NН3)2Cl2] - дихлородиаммин-платина.

Примеры названий комплексных соединений анионного типа:

Na[Al(OH)4] – тетрагидроксоалюминат натрия

K3[Fe(CN)6] – гексацианоферрат (III) калия

K4[Fe(CN)6] – гексацианоферрат (II) калия

K2[Pt(NH3)2Cl4] – тетрахлородиамминплатинат (II) калия

Примеры названий комплексных соединений катионного типа:

[Ag(NH3)2]Cl – хлорид диамминсеребра

[Pt(NH3)4Cl2]Cl2 –хлорид дихлоротетраамминплатины (IV)

[Cu(H2O)4]SO4 – сульфат тетрааквамеди (II)

[Cu(NH3)4 ]SO4 – сульфат тетрааминмеди (II)

Примеры названий электронейтральных комплексов:

[Cr(H2O)3F3] – трифторотриаквахром

[Co(NH3)3(NO2)2Cl] – хлородинитротриамминкобальт

[Pt(NH3)4Br2] – дибромотетраамминплатина

40. Константа устойчивости и константа неустойчивости (характеристика КС)

Если есть внешняя сфера – осуществляется первичная диссоциация как сильного электролита.

[Ag(NH3)2]Cl = [Ag(NH3)2]+ + Cl-

Внутренняя сфера – вторичная диссоциация как слабого электролита (обратимо).

[Ag(NH3)2]+ = Ag+ + 2NH3

Константа диссоциации – константа нестойкости – количественная характеристика прочности комплекса.

Величина обратная константе нестойкости – константа устойчивости

Константы определяются экспериментально.