7. Электрохимические процессы
Электрохимическими наз. реакции, сопровождающиеся возникновением тока или вызываемые им.
Стандартный электродный потенциал (ЭП) — электродвижущая сила элемента, состоящего из металла, опущенного в одномолярный раствор его соли, и стандартного водородного электрода.
По мере увеличения ЭП в водных растворах (при нормальных условиях) металлы заносятся в электрохимический ряд напряжений: Li, Rb, К, Ва, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.
Присутствие в этом ряду Н обусловлено выбором его ЭП в качестве точки отсчета (ЭП водорода принят равным нулю).
Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов:
1) Металлы левее водорода имеют отрицательный ЭП, а правее — положительный.
2) Чем более отрицателен ЭП металла, тем больше его восстановительная способность.
3) Каждый металл способен вытеснять из растворов солей те металлы, которые стоят в ряду напряжений после него (если он не реагирует с растворителем).
4) Все металлы левее водорода вытесняют его из растворов кислот (кроме растворов некоторых кислот — окислителей).
8. Химическая кинетика
Скорость реакции vp — изменение концентрации реагирующих веществ за единицу времени (при постоянном объеме).
Для реакции вида:
aА+ЬВ→ продукты
скорость реакции определяется с помощью закона действия масс:
vp=-dCA/dt=kCAaCBb
k — константа скорости реакции, CA и CB - концентрации веществ А и В, a — порядок реакции по веществу А, b — порядок реакции по веществу В.
Скорость реакции зависит от температуры. Для большинства реакций скорость увеличивается в 2—4 раза при повышении температуры на 10° С (правило Вант-Гоффа). Скорость гетерогенной реакции (между разными фазами) пропорциональна площади их соприкосновения.
Химическое равновесие. Обратимая реакция при одних и тех же условиях одновременно протекает в обе стороны:
aA+bB↔k1k2 cC+dD
k1 и k2, — .константы скоростей прямой и обратной реакции.
Химическое равновесие — состояние реагирующей среды, когда скорости прямой и обратной реакции одинаковы.
Константа химического равновесия:
K=k1/k2=[C]c[D]d/[A]a[B]b
квадратные скобки обозначают равновесные концентрации (не зависящие от времени).
Принцип Ле-Шателье: внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии равновесия, приводит к смещению этого равновесия в направлении, при котором эффект произведенного воздействия ослабляется.
Катализ. Катализатор — вещество, которое, участвуя в какой-либо химической реакции, изменяет ее скорость, само оставаясь к концу реакции химически неизменным. Катализ — изменение скорости химической реакции в присутствии катализатора. Для обратимых реакций катализатор одинаково ускоряет и прямую, и обратную реакции, но не смещает равновесия.
Термохимия. Экзотермическая реакция идет с выделением тепла. Эндотермическая реакция идет с поглощением тепла. Самопроизвольно идет только такая реакция, в ходе которой свободная энергия уменьшается.
9. Растворы
Насыщенный раствор— раствор, находящийся в равновесии с растворяемым веществом. Ненасыщенный раствор — раствор, в котором можно растворить добавочное количество растворяемого вещества.
При повышении температуры растворимость твердых веществ, как правило, увеличивается, а газов, как правило, уменьшается.
Растворимость газов описывается законом Генри
x=KHp, х—молярная доля, КH—константа Генри, р—парциальное давление газа.
Способы описании концентрации растворов:
1) Молярная концентрация — число молей растворенного вещества в 1 литре раствора.
2) Моляльная концентрация — число молей растворенного вещества на килограмм растворителя.
3) Массовая доля — отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора.
4) Молярная доля — отношение числа молей растворенного вещества к общему числу молей веществ, образующих раствор.
Электролит — вещество, раствор или расплав которого проводит электрический ток (содержит ионы). Неэлектролит — вещество, раствор или расплав которого не проводит электрический ток. Электролитическая диссоциация— процесс распада молекулы электролита под действием растворителя на 2 или более гидратированных (в случае других растворителей сольватированных) иона, см. рис. 2.
Рис. 2
style="">Степень диссоциации α равна отношению числа продиссоциированных молекул к общему числу молекул (степень диссоциации зависит от концентрации вещества, наличия других растворенных веществ, растворителя и ряда других факторов).
Растворы с массовой долей 0,05—0,10 в зависимости от величины α называются так: неэлектролиты (если α = 0), слабые электролиты (если α ≤ 0,03), сильные электролиты (если α ≥ 0,3).
Степень кислотности раствора (рН). В воде происходит реакция
Н2O↔H++OH-
Основные величины, характеризующие эту реакцию: рН=-lg[H+] — степень кислотности раствора, Кw=[Н+][ОН-] — ионное произведение воды (величина постоянная при постоянной температуре).
Раствор кислый, если рН < 7.
Раствор нейтральный, если рН = 7.
Раствор щелочной, если рН > 7.
Ионные равновесия в растворах. Гидролиз — химическое взаимодействие солей с водой, ведущее к образованию слабого электролита.
Если рассматривать соли как продукт взаимодействия кислот и оснований, то в зависимости от их силы можно выделить следующие четыре типа солей.
1) Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием (например, КС1). Такие соли не подвергаются гидролизу, т.к. не взаимодействуют с водой с образованием электролитов.
2) Соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием. При растворении таких солей в воде образуются слабый электролит, ион ОН- и другие ионы. Среда щелочная (рН>7).
Пример. KCN+H2O↔HCN+K++ОН-.
3) Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием. При растворении таких солей в воде образуются слабый электролит, ион Н+ и другие ионы. Среда кислая (рН<7).
Пример. NH4C1+H2O↔NH4OH+H++Cl-.
4) Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием. При растворении таких солей в воде образуются два слабых электролита, а среда остается нейтральной (рН=7).
Пример. NH4CN+Н2О↔NH4OH+HCN.
Гидролиз может идти ступенчато. Как и для прочих равновесий, влияние различных факторов на гидролиз может быть выяснено с помощью принципа Ле-Шателье.