- •1 Растворы
- •2. Способы выражения концентрации растворов
- •2.1 Массовая доля (с%)
- •2.2 Молярная концентрация (См)
- •2.3 Моляльная концентрация (Cm)
- •2.4 Молярная концентрация эквивалента (сn)
- •2.5 Мольная доля (с)
- •2.6 Закон эквивалентов в объемном анализе
- •3. Свойства идеальных растворов
- •3.1 Осмос. Закон Вант - Гоффа
- •3.2 Законы Рауля
- •Криоскопические и эбуллиоскопические константы
- •4 Растворы электролитов
- •4.1 Степень диссоциации
- •Сильные кислоты Сильные основания Примеры растворимых солей
- •4.2 Диссоциация кислот
- •4.3 Диссоциация оснований
- •4.4 Диссоциация солей
- •4.5 Константа диссоциации
- •4.6 Закон разбавления Оствальда
- •Константы диссоциации слабых электролитов при 25 0с
- •4.6 Применение законов идеальных растворов к разбавленным растворам электролитов
- •4.7 Направление реакций обмена в растворах электролитов
- •Пример 2 Составьте сокращенные ионно- молекулярные уравнения реакций обмена к следующим молекулярным уравнениям:
- •4.8 Растворимость. Произведение растворимости
- •4.9 Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН)
- •Шкала рН
- •5 Гидролиз солей
- •5.1 Степень гидролиза. Константа гидролиза
- •6 Комплексные соединения
- •6.1 Номенклатура комплексных соединений
- •6.2 Константа нестойкости комплексных соединений
- •Константы нестойкости комплексных ионов
- •7 Основы электрохимии
- •7.1 Гальванический элемент (гэ)
- •7.2 Направление окислительно-восстановительных реакций
- •Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы
- •8 Дисперсные системы
- •8.1 Классификация дисперсных систем по размеру частиц
- •Классификация дисперсных систем по агрегатному состоянию
- •Классификацияжидких дисперсных систем по устойчивости
- •8.4 Методы получения дисперсных систем
- •8.5 Удельная и суммарная поверхностьраздела фаз
- •8.6 Адсорбция
- •8.6 Строение коллоидной частицы (золя)
7.2 Направление окислительно-восстановительных реакций
При работе гальванического элемента электрохимическая система с более высоким(+) значением электродного потенциала выступает в качестве окислителя, а с более низким - в качестве восстановителя.
Реакция Окисл1 + Восст.2 = Восст.1 + Окисл.2
Гальванический элемент Pt │ Окисл.1 │ Восст1 ║ Восст2 │ Окисл.2 │ Pt
φ1 φ2
Как для любых самопроизвольно идущих процессов, реакция, протекающая в гальваническом элементе, сопровождается уменьшением свободной энергии Гиббса, ∆G<0. Таким образом, при непосредственном взаимодействии окислителя и восстановителя реакция будет протекать в том же направлении. Для определения направления окислительно-восстановительных процессов используются окислительно-восстановительные потенциалы, значения которых получают измерением Э.Д.С. гальванического элемента, схема которого представлена выше. Если φ1 > φ2 , то реакция идет →, если φ1 < φ2 , то в обратную сторону ←.
φ1 ,, φ2 окислительно - восстановительные потенциалы систем 1 и 2.. Их значения рассчитывается по уравнению Нернста:
φ1 = φо + RT ln окисл1 = φо + 0,059 lg окисл1
nF восст1 n восст1
φо -стандартный окислительно-восстановительный потенциал системы (или редокс потенциал). Из уравнения видно, что φ0 = φ1 при концентрации окислителя и восстановителя в растворе 1 моль/л. Значения φ0 определяются измерением Э.Д.С гальванического элемента, составленного из редокс пары и стандартного водородного электрода, потенциал которого принят равным 0. Е = φ1 - φ2 .
Pt │ окисл1+восст1 ║ Н+ ( H2SO4 ) │H2 │Pt
φ1 φ2 =0
Значения стандартных окислительно – восстановительных потенциалов некоторых систем представлены в таблице. Чем больше положительное значение стандартного потенциала редокс пары, тем сильнее выражены окислительные свойства ее. Например, Fe+3 +e = Fe+2 φº (Fe+3 / Fe+2) = 0,77 в.
окисл. восст.
Mn+7 +5e (H2SO4) = Mn+2 φº (Mn+7/Mn+2) = 1,56 в.
окисл. восст.
Из двух окислительно-восстановительных реакций: 1). Fe+3 + Mn+2 (H2SO4) = Fe+2 + Mn+7 ,
2) Fe+2 + Mn+7(H2SO4) = Fe+3 + Mn+2
пойдет самопрозвольно реакция (2), т.к φº (окисл) - φº(восст) = φº (Mn+7/Mn+2) - φº (Fe+3 / Fe+2) = 1,56-0,77>0.
Очевидно, что окислитель Mn+7 сильнее окислителя Fe+3, тогда как восстановитель Fe+2 сильнее восстановителя Mn+2.
Пример 1. Установить, в каком направлении возможно самопроизвольное протекание реакции
2NaCl + Fe2(SО4)3 = 2FeSО4 + Cl2 + Na2SО4 .
Решение. Запишем уравнения электронного баланса и стандартные электродные потенциалы электрохимических систем, участвующих в реакции :
Cl2 + 2е- = 2Сl-, φ1º = 1,36 В;
Fe3+ + е- = Fe2+, φ2º = 0,77 В .
Поскольку φ1º > φ2º , то окислителем будет служить хлор, а восстановителем - ион Fe2+; рассматриваемая реакция будет протекать справа налево.
В последнем примере стандартные электродные потенциалы взаимодействующих электрохимических систем существенно различались, так что направление протекания процесса однозначно определялось значениями φº при любых практически достижимых концентрациях реагирующих веществ. Однако в тех случаях, когда сравниваемые значения φº близки, направление протекания процесса может изменяться в зависимости от концентраций участников реакции.
Пример 2. Определить направление возможного самопроизвольного протекания реакции
2Hg + 2Ag+ = 2Ag + Hg22+
при следующих концентрациях (в моль/л) участвующих в реакции ионов:
См(Ag+) = 10-4 моль/л , См(Hg22+) = 10-1моль/л; б) См(Ag+) = 10-1моль/л , См(Hg22+) = 10-4моль/л.
Решение. Выпишем значения стандартных электродных потенциалов взаимодействующих электрохимических систем:
Hg22+ + 2e- = 2Hg, φ1º = 0,79 В;
Ag+ + е- = Ag, φ2º = 0,80B.
Теперь вычислим значения электродных потенциалов при указанных в условиях задачи концентрациях.
φ1 = φ1º + 0,059/2* lg См(Hg22+) = 0,79 + 0,030 lg 10-1 = 0,79 - 0,03 = 0,76 В;
φ2 = φ2º + 0,059 lg См(Ag+) = 0,80 + 0,059 lg10-4 = 0,80 - 0,24 = 0,56 В.
В данном случае φ1 > φ2, реакция будет протекать справа налево.
б) φ1 = 0,79 + 0,030 lg10-4 = 0,79 - 0,12 = 0,67 В;
φ2 = 0,80 + 0,059 lg10-1 = 0,80 - 0,06 = 0,74 В.
Теперь φ1 < φ2, и реакция протекает слева направо.