- •И. В. Крепышева
- •Содержание
- •Тема 7. Химия металлов 125
- •1.2. Квантово-механическая модель атома водорода
- •1.3. Строение многоэлектронных атомов
- •1.4. Периодическая система элементов д.И. Менделеева
- •1.5. Периодические свойства элементов
- •1.6. Решение типовых задач
- •1.7. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 2. Химическая связь
- •2.1. Ковалентная связь
- •2.2. Гибридизация атомных орбиталей
- •2.3. Ионная химическая связь
- •2.4. Металлическая связь
- •2.5. Водородная связь
- •2.6. Строение твердого тела
- •Тема 3. Элементы химической термодинамики
- •3.1. Основные понятия термодинамики
- •3.2. Внутренняя энергия
- •3.3. Энтальпия
- •3.4. Термохимия. Закон Гесса
- •3.5. Энтропия
- •3.6. Самопроизвольные процессы. Энергия Гиббса
- •3.7. Решение типовых задач
- •3.8. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 4. Химическая кинетика и химическое равновесие
- •4.1. Скорость химической реакции
- •4.2. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ
- •4.3. Зависимость скорости реакции от температуры
- •4.4. Катализ
- •4.5. Химическое равновесие
- •4.6. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье
- •4.7. Решение типовых задач
- •4.8. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 5. Растворы. Дисперсные системы
- •5.1. Общие свойства растворов
- •5.2. Способы выражения состава растворов
- •5.3. Теория электролитической диссоциации
- •5.4. Теории кислот и оснований
- •5.5. Ионные реакции в растворах
- •5.6. Ионное произведение воды. Водородный показатель рН
- •5.7. Гидролиз солей
- •5.8. Дисперсные системы и их классификация
- •5.9. Решение типовых задач
- •28,57 Г соли растворены в 71,43 г воды
- •3% Массы раствора составляют 48,84 г
- •Соотношение между рН и рОн
- •5.10. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 6. Окислительно-восстановительные электрохимические процессы
- •6.1. Основные понятия
- •Правила определения степени окисления
- •6.2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •6.3. Влияние среды на характер протекания реакций
- •6.4. Важнейшие окислители и восстановители
- •6.5. Электрохимические процессы
- •96500 Кл (26,8 а∙ч) – 31,77 г Cu (масса моля эквивалентов)
- •96500 Кл – 1 г (11,2 л– объем моля эквивалентов)
- •6.6. Гальванический элемент Даниэля-Якоби
- •6.7. Окислительно-восстановительные потенциалы
- •6.8. Эдс окислительно-восстановительных реакций
- •6.9. Электролиз расплавов и растворов солей
- •6.10. Некоторые области применения электрохимии
- •6.11. Решение типовых задач
- •6.12. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 7. Химия металлов
- •7.1. Общая характеристика металлов
- •7.2. Химические свойства металлов
- •7.3. Взаимодействие металлов с кислотами
- •Взаимодействие металлов с соляной кислотой.
- •Взаимодействие металлов с азотной кислотой
- •Взаимодействие металлов с серной кислотой
- •7.4. Сплавы
- •7.5. Получение металлов
- •Тема 8. Коррозия и защита металлов
- •8.1. Определение и классификация коррозионных процессов
- •8.2. Химическая коррозия
- •8.3. Электрохимическая коррозия
- •8.4. Возможность коррозии с водородной и кислородной деполяризацией
- •8.5. Защита металлов от коррозии
- •8.6. Решение типовых задач
- •8.7. Задачи для самостоятельного решения
- •Тема 9. Органические полимерные материалы
- •9.1. Классификация полимерных (высокомолекулярных) материалов
- •9.2. Строение полимеров
- •9.3. Кристаллическое и аморфное состояние полимеров
- •9.4. Методы получения полимеров
- •9.5. Применение полимеров
- •Тема 10. Химическая идентификация и анализ вещества
- •10.1. Химическая идентификация вещества
- •Некоторые реагенты для идентификации катионов
- •Классификация анионов по окислительно-восстановительным свойствам
- •Некоторые реагенты для идентификации анионов
- •10.2. Количественный анализ. Химические методы анализа
- •10.3. Инструментальные методы анализа
- •Приложение
- •Важнейшие единицы си и их соотношение с единицами других систем
- •Приставки для дольных и кратных единиц си
- •Термодинамические характеристики некоторых веществ при 298 к
- •Стандартные потенциалы металлических
- •Энергия разрыва связи
- •Электроотрицательность элементов по Полингу
- •Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы элементов
- •Растворимость соединений
- •Обозначения: р – растворимый, м – малорастворимый, н – нерастворимый,
- •Константы диссоциации Кд слабых электролитов
- •Распределение электронов в атоме
- •Список литературы
- •Крепышева Ирина Вадимовна
- •Учебное пособие для самостоятельной работы студентов
- •Нехимических специальностей и направлений
5.5. Ионные реакции в растворах
При нейтрализации любой сильной кислоты любым сильным основанием на каждый моль образующейся воды выделяется около 57,6 кДж теплоты:
HCl + NaOH = NaCl + H2O + 57,53 кДж;
HNO3 + KOH = KNO3 + H2O + 57,61 кДж.
Это говорит о том, что подобные реакции сводятся к одному процессу. Уравнение этого процесса мы получим, если рассмотрим подробнее одну из приведенных реакций, например, первую. Перепишем ее уравнение, записывая сильные электролиты в ионной форме, поскольку они существуют в растворе в виде ионов, а слабые – в молекулярной, поскольку они находятся в растворе преимущественно в виде молекул:
H+ + Cl- + Na+ + OH- = Na+ + Cl- + H2O.
Рассматривая получившееся уравнение, видим, что в ходе реакции ионы Na+ и Cl- не претерпели изменений. Поэтому перепишем уравнение еще раз, исключив эти ионы из обеих частей уравнения:
H+ + OH- = H2O.
Таким образом, реакции нейтрализации любой сильной кислоты любым сильным основанием сводятся к образованию молекул воды из ионов водорода и гидроксид-ионов. Ясно, что тепловые эффекты этих реакций тоже должны быть одинаковы.
Строго говоря, реакция образования воды из ионов обратима, что можно выразить уравнением:
H+ + OH- ↔ H2O.
Протекание реакции между электролитами возможно в 3-х случаях:
1. Если ионы, соединяясь, образуют труднорастворимое соединение:
;
.
2. Если образуется летучее вещество:
;
.
3. Если образуется малодиссоциирующий электролит:
;
.
На основании ионного уравнения делают вывод о том, присутствие каких ионов необходимо для получения данного продукта реакции. Ионная форма уравнения реакции показывает и направление протекания этой реакции: реакция протекает в направлении связывания одного или более ионов в более прочное соединение, т. е. уменьшения концентрации его в растворе.
5.6. Ионное произведение воды. Водородный показатель рН
Молекулы воды частично распадаются на ионы, то есть Н2О является слабым электролитом.
или
Этот процесс называется самоионизацией. Константа диссоциации воды:
.
Опытом установлено, что в одном литре воды при комнатной температуре (С) диссоциации подвергается лишь 10-7 моль воды и при этом образуется 10-7 моль/л ионов Н+ и 10-7 моль/л ионов ОН-.
Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов в воде называется ионным произведением воды (КВ). При определенной температуре КВ – величина постоянная, численно равная 10-14 (при С)
.
При расчетах, связанных с водными растворами электролитов, используют не концентрации, а активности ионов:
Активность Н+ и ОН- при связаны между собой, если известна активность одного из них, можно определить активность другого.
Ионы Н+ – носители кислотных свойств, а ионы ОН- – носители основных свойств.
Поэтому раствор будет нейтральным, если , кислым, если, щелочным при.
Для характеристики кислотности введен параметр – водородный показатель или рН.
Водородным показателем, или рН, называется взятый с обратным знаком десятичный логарифм активности ионов водорода в растворе:
Водородный показатель определяет характер реакции раствора.
Нейтральная среда при рН = 7 (моль/л)
Кислая среда при рН < 7 (моль/л)
Щелочная при рН > 7 (моль/л)
Значение рН = 7 соответствует нейтральному раствору только при 295 К (С).
По аналогии рН введен показатель рОН
и показатель рКВ, равный
рКВ = -lgКВ,
следовательно
рКВ = рН + рОН.
Таким образом, зная рОН, можно рассчитать рН, и наоборот, по известному значению рН легко определяется рОН.
Водородный показатель имеет важное значение для понимания большинства процессов, протекающих в жидкой фазе, так как ионы Н+ и ОН- непосредственно участвуют во многих из этих процессов. Величина рН может служить критерием силы кислоты или основания. В ряду кислот более сильной будет та, у которой при одинаковой молярной концентрации активность ионов Н+ выше (рН ниже). Для оснований подобная зависимость имеет обратный характер.
Водородный показатель играет важную роль в жизнедеятельности организма, так в норме рН сыворотки крови 7,4 ± 0,05, слез – 7,4 ± 0,1, слюны – 6,65 6,85, желудочного сока – 0,91,1… Отклонение рН от нормальных значений приводит к расстройству деятельности организма.
Расчет рН слабых и сильных кислот и оснований. При расчете рН слабых электролитов обычно принимают, что аН+ ≈ [Н+]. В этом случае
рН ≈ -lg[Н+].
Концентрации ионов водорода в растворе слабых кислот определяют по уравнению Оствальда:
аналогично для ионов ОН-
где Кg – константа диссоциации слабого электролита.