17. Вода как электролит. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Шкала рН для нейтрального, кислого и щелочного растворов.

Вода является слабым амфотерным электролитом и диссоциирует с образованием протонов и анионов гидроксила H₂O 5 H+ + OH. Произведение концентраций этих ионов является постоянной величиной и называется ионным произведением воды Кв [H+].[OH] = = 10-14. Водородным показателем рН называется отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода: рН = -lg[H+].

Поскольку концентрации ионов [H+] и [ОН], возникающих при диссоциации воды равны, то концентрация ионов водорода в чистой воде [H+] = 10-7, a рН=7. В кислой среде концентрация протонов [H+] растет, поэтому в кислых растворах pH < 7. В щелочной среде концентрация протонов [H+] падает, поэтому в щелочных растворах рН >7.

18. Слабые электролиты. Степень диссоциации и константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Влияние добавления одноименного иона на диссоциацию слабого электролита.

Слабые электролиты: α < 30%: AB  A+ + B-

HNO2, NH4OH, H3BO3, HCOOH, H2SO3, H₂S, HCN H2CO3, CH3COOH, H3PO4, HF, HCIO

Степень диссоциации увеличивается при разбавлении, повышении температуры и с увеличением полярности растворителя (самым полярным является вода).

Диссоциация слабых электролитов - процесс обратимый; одновременно с распадом молекул на ионы в растворе происходит соединение их в молекулы (ассоциация), например: CH3COOH ↔ CH3COO- + H+

Равновесие в растворах слабых электролитов, согласно закону действия масс, характеризуется константой равновесия, которая в данном случае называется константой диссоциации (Кд ). Величина Кд зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от концентрации раствора; чем выше значение Кд , тем легче диссоциирует электролит.

Зависимость между степенью диссоциации и константой диссоциации слабого электролита, диссоциирующего на два иона, выражается законом разбавления Оствальда: При разбавлении степень диссоциации слабого электролита увеличивается:

Добавление одноименных ионов уменьшает степень диссоциации, что также согласуется с принципом Ле Шателье. Прибавление одноименных ионов уменьшает степень диссоциации.

19. Гидролиз солей. Факторы, влияющие на гидролиз. Случаи гидролиза различных типов солей. Приведите примеры гидролиза по катиону и по аниону. Изменение рН раствора при гидролизе. Протолитические равновесия. Константы кислотности и основности.

Гидролиз солей – это взаимодействие ионов солей с водой, приводящее к образованию слабого электролита и к изменению концентрации ионов водорода (рH раствора). Гидролизу подвергаются только те соли, в состав которых входят анионы слабой кислоты (PO4 3- , SO3 2- , CH3COO- , S 2- , CN- ) или/и катионы слабого основания (NH4 + , Zn2+ , Fe2+ , Cr3+ , Al3+). Катионы сильных оснований (К+ , Са2+, Ва2+ и т.п.) и анионы сильных кислот (SO4 2- , Cl- , NO3 - ) с ионами воды не образуют малодиссоциированных или малорастворимых соединений и поэтому соли, образованные сильными кислотами и основаниями, гидролизу не подвергаются; реакция среды нейтральная, рН=7.

1. Гидролиз солей, образованных катионом сильного основания и анионом слабой кислоты (CH3COONa, K2CO3 , Na2 S и др.), идет по аниону, связывая ион водорода из воды, с накоплением в растворе ионов гидроксила, что обуславливает щелочную среду раствора (pH > 7).

2. Гидролиз солей, образованных катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (CuCl2 , NH4Cl, FeSO4 и др.), идет по катиону, связывая ионы гидроксила воды, с накоплением в растворе ионов водорода, что обуславливает кислую среду раствора, рН < 7.

Реакцию среды обуславливают ионы, которые накапливаются в избытке: Н+ (рН < 7); ОН- (рН > 7).

Равновесия, устанавливающиеся в растворах между кислотами и сопряженными основаниями, называют протолитическими.

Константа протолитического равновесия, определяющая полноту протекания протолиза слабой кислоты при данной температуре, называется константой кислотности.

СН₃СООН + Н₂О ^↔ Н₃О⁺ + СН₃СОО^–

Кк =	[H3O+][CH3COO–] [CH3COOH]

Аналогично для протолиза слабого основания

NH₃·HOH ^↔ NH₄⁺ + OH^–

существует константа основности, определяющая полноту протекания протолиза слабого основания при данной температуре

Кo =	[NH4+][OH–] [NH3 · HOH]

20. Жесткость воды. Временная и постоянная жесткость. Методы ее устранения.

Жесткость воды обусловливается содержанием в ней растворимых солей, преимущественно гидрокарбонатов, сульфатов, хлоридов кальция, магния, железа (II) и др., которые делают воду непригодной для многих технологических процессов.

В зависимости от того, какие соли присутствуют в воде, различают два вида жесткости: карбонатную (временную) Ж_в и некарбонатную (постоянную) Ж_п.

Карбонатную жесткость воде придают гидрокарбонаты кальция, магния и железа (II): Ca(HCO₃)₂, Mg(HCO₃)₂, Fe(HCO₃)₂ и др. При кипячении карбонатная жесткость устраняется за счет разложения гидрокарбонатов, при этом выпадает осадок в виде накипи:

Ca(HCO₃)₂ CaCO₃ + CO₂ + H₂O

Mg(HCO₃)₂ MgCO₃ + CO₂ + H₂O

Разложение гидрокарбоната магния сопровождается гидролизом образующегося карбоната с образованием осадков (MgOH)₂CO₃ и Mg(OH)₂:

3MgCO₃ + 2H₂O  (MgOH)₂CO₃ + Mg(OH)₂ + 2CO₂

Разложение гидрокарбоната железа (II) сопровождается полным его гидролизом до Fe(OH)₂ с одновременным окислением в Fe(OH)₃:

4Fe(HCO₃)₂ + O₂ +2H₂O = 4Fe(OH)₃ + 8CO₂.

Карбонатную жесткость можно устранить также добавлением в виде щелочи (обычно гидроксида кальция), например:

Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ = 2CaCO₃ + 2H₂O.

Некарбонатную жесткость воде придают хлориды и сульфаты кальция и магния: CaCl₂, MgCl₂, CaSO₄, MgSO₄ и др. Эти соли при кипячении воды остаются в растворе, поэтому некарбонатную жесткость нельзя устранить кипячением воды. Ее устраняют химическим путем, например добавлением карбоната натрия (соды) Na₂CO₃, фосфата натрия (Na₃PO₄) или гидроксида кальция (гашеной извести) Са(ОН)₂.

21. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Степень окисления и ее определение. Классификация ОВР. Сильные окислители и восстановители. Электронный баланс и электронно-ионные уравнения полуреакций.

ОВР протекают с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав молекул реагирующих веществ.

Классификация ОВР

1. Межмолекулярные – окислитель и восстановитель находятся в разных веществах Mg(0) + H2 (+1)SO4 → Mg(+2) SO4+ H2 (0)

2. Внутримолекулярные – окислитель и восстановитель в одном веществе

2KCl(+5)O3 (-2) → 2KCl(-1) + 3O2 (0)

3. Дисмутация (диспропорционирование)

Au(+1)F = Au(+3)F3 + 2Au0

2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3

4. Конмутация (синпропорционирование)

N(-3)H4N(+3)O2 = N0 2 + 2H2O

2H2 S (-2) + S(+4)O2 = 3S0 + 2H2O

Степень окисления соответствует числу электронов, которое следует присоединить к положительному иону, чтобы восстановить его до нейтрального атома, или отнять от отрицательного иона, чтобы окислить его до нейтрального атома.

Вещества, являющиеся окислителями во многих реакциях, представляют собой типичные (сильные) окислители. К ним относятся F₂, Cl₂, O₂, KClO₃, H₂SO₄, HNO₃, KMnO₄, MnO₂, K₂Cr₂O₇, PbO₂ и др. Типичными (сильными) восстановителями являются H₂, C (графит), Zn, Al, Ca, KI, HCl (конц.), H₂S, CO и др.

Электронный баланс - число ē, отдаваемых восстановителем, равно числу ē, принимаемых окислителем.

22. Понятие об электродных потенциалах. Направление ОВР. Ряд напряжений металлов. Медно-цинковый гальванический элемент. Электронные уравнения катодного и анодного процессов. ЭДС гальванического элемента. Уравнение Нернста.

Стандартный электродный потенциал φ_{о ок.ф./вст. ф} измеряют по отношению к стандартному водородному электроду:

2Н+ (р) + 2ē ⇆ Н2 (г) ; φо (2H +/H2 ) = 0 В

Δ G° 298 = -nF (° ок – ° вс

Критерий протекания ОВР в стандартных условиях • ОВР протекает в прямом направлении в стандартных условиях, если Δ° = °(Ок) – °(Вс) > 0 В

ОВР протекает в обратном направлении в стандартных условиях, если Δ ° = °(Ок) – °(Вс) < 0 В

23. Коррозия металлов. Химическая и электрохимическая коррозия. Процессы, происходящие на электродах микрогальванического элемента при коррозии технического цинка в кислой среде. Защита металлов от коррозии.

Химическая коррозия — это процесс взаимодействия металла с коррозионной средой, при котором окисление металла и восстановление окислительного компонента среды протекают единовременно в одном акте. Продукты взаимодействия пространственно не разделены.

Электрохимическая коррозия – взаимодействие металла с коррозионной средой, при котором ионизация металла и восстановление окислителя протекают раздельно, но являются сопряженными процессами, сопровождающимися протеканием электрического тока.

Методы защиты металлов от коррозии

1) Легирование. Применяется для изменения или улучшения физических и химических свойств металлов, сплавов. В особенности, для придания металлам и сплавам повышенной коррозионной стойкости. Металл, подвергшийся легированию, называется легированным.

2) Наиболее распространены неметаллические защитные покрытия –эмали, лаки, краски, пластмассы, различные смолы, полимеры. Защитное действие этих покрытий сводится в основном к изоляции металлов от окружающей среды.

3) Металлические защитные покрытия. Классифицируя металлопокрытия по способу защиты основного металла, их обычно подразделяют на катодные и анодные.