Билет 11

1.Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели. Буферные растворы: их состав, расчет рН.

Вода - очень слабый электролит.

Уравнение ионизации воды: Н₂О+Н₂О=Н₃О⁺+ОН^-

K(H2O)==1.8*10^-16

С(Н₂О)= =55,55 моль/л.

Подставив это значение в уравнение, получим: 1,8*10^-16*55,55=С(Н⁺)*С(ОН^-) или С(Н⁺)*С(ОН^-)=10^-14. (всё это при t= 22 C)

Произведение С(Н⁺)*С(ОН^-) называется ионным произведением воды и обозначается К_w. Уравнение используется для вычисления концентраций С(Н⁺) и С(ОН^-) в водных растворах.

Т.к в чистой воде |H+| = |OH-|, то |H+|= = 10^-7

В растворах с ионной силой I>0.001 используют активности ионов водорода и гидроксид-иона. В этом случае K_w=а(Н⁺)*а(ОН^-).рН=-lgС(Н⁺), где а()- активная концентрация ионов = с* гамма

Водородный и гидроксильный показатели:

Гидроксильный показатель рОН=-lgС(ОН^-) – для слабых электролитов;

водородный показатель рН=-lgа(Н⁺), рОН=-lgа(ОН^-) – для сильных электролитов.

Буферные растворы – это растворы, содержащие одноимённую кислоту и сопряжённое ей основание (обычно её соль) или слабое основание и сопряжённую ему кислоту.

1) Буферные растворы поддерживают постоянное значение рН при добавлении к ним небольших количеств кислот и оснований.

2) Буферные растворы сохраняют постоянное значение рН при разбавлении.

Ka=следовательно с(H+)=.

pH=-lg c(H+)=-lg Ka - lg

Учитывая, что величина -lg Ka=pKa, a -lg=lg

Окончательно можно записать pH= pKa(CH3COOH)+ lg

Или для любого буфера pH= pKa(кислоты)+ lg

2.Соединения серы, селены, теллура со степенью окисления +4 (оксиды, гидроксиды, соли). Получение, кислотно-основные, окислительно-восстановительные свойства соединений.

SO₂ – бесцв газ, с резким запахом, хорошо р-рим в воде. S+O2=SO2; 2ZnS+3O₂=2ZnO+2SO₂

Na₂SO₃(тв.)+H₂SO₄=Na₂SO₄+SO₂+H₂O (лаб)

При каталитическом (V₂O₅) окислении SO2 образуется триоксид серы: 2SO₂+O₂=2SO₃

SO₂+Cl₂=SO₂Cl₂  образование сульфурилхлорида (свет, кат- С* или камфора)

Сернистая кислота и её соли могут проявлять св-ва вос-лей 2Na₂SO₃+O₂=2Na₂SO₄ и ок-лей SO₂+2H₂S=3S+2H₂O

При нагр сульфиты различных металлов разлагаются следующим образом:

4Na₂SO₃=Na₂S+3Na₂SO₄

ZnSO₃=ZnO+SO₂

2Ag₂SО₃=4Ag+2SO₂+O₂

Гидросульфиты существуют только в р-рах, при кристаллизации происходит отщепление воды: 2NaHSO₃=H₂O+Na₂S₂O₅

При восстановлении сульфитов можно получить дитиониты – соли дитионистой кислоты Na₂S₂O₄: 2NaHSO₃+Zn+H₂SO₃=Na₂S₂O₄+ZnSO₃+2H₂O

Дитиониты устойчивы только в сухом виде, в присутствии воды легко окисляются: 2Na₂S₂O₄+2H₂O+O₂=4NaHSO₃

В щелочной среде Na₂S₂O₄ – один из самых сильных восстановителей.

В отличие от диоксида серы, диоксиды селена и теллура можно получить не только сжиганием на воздухе простых веществ, но и окислением их азотной кислотой: 3Э+4HNO₃=3ЭO₂+4NO+2H₂O

Диоксиды селена и теллура – кристаллич в-ва, а диоксид серы – газ. В ряду SO₂, SeO₂, TeO₂ кислотные св-ва уменьш. Если SO₂ и SeO₂ хорошо р-римы в воде, и щелочах SeO₂+H₂O=H₂SeO₃, SeO₂+2NaOH=Na₂SeO₃, то практически не р-римый в воде TeO₂ взаимодействует с р-рами щелочей и сильных кислот: TeO₂+2NaOH=Na₂TeO₃+H₂O

TeO₂+4HI=TeI₄+2H₂O

В ряду гидроксидов H₂SO₃, H₂SeO₃, H₂TeO₂ кислотные св-ва уменьш. Теллуристая к-та амфотерна. Селениты можно получать нейтрализацией растворов H₂SeO₃, а теллуриты растворением TeO₂ в щелочах.

В отличие от соед S(IV) производные Se(IV) и Te(IV) проявляют в большей степени ок-ные свойства, чем восстановительные:

H₂ЭО₃+2H₂SO₃=2H₂SO₄+Э+H₂O, где Э= Se, Te

H₂SeO₃+2SO₂+H₂O=2H₂SO₄+Se

Билет 12

1.Ок-ли и в-ли, часто применяемые в хим практике. Влияние pH, темп, конц реагентов и их природы на протекание ОВР.

Окислители: F₂, O₃, KMnO₄, K₂FeO₄, KBiO₃, HNO₃, H₂SO₄, PbO₂, Sb₂O₅

Восстановители: K, Na, Al, Zn, Cu, в-ва, включающие в свой состав элементы в низших СО: S^2-, Se^2-, I^-, Br^-, NaH, B₂H₆, SiH₄

ОВ двойственность Cl₂, Br₂, H₂, P, S, Fe²⁺, Cu⁺, Bi³⁺, NO^2-, ClO^-, H₃PO₃, NO, SO₂, N₂H₄

Влияние концентраций: При протекании ОВР концентрации исходных веществ падают, а продуктов реакции - возрастают. Это приводит к изменению величин потенциалов обеих полуреакций: электродный потенциал окислителя падает, а электродный потенциал восстановителя возрастает. Когда потенциалы обоих процессов становятся равными друг другу, реакция заканчивается - наступает состояние химического равновесия.

Влияние pH: Величина pH влияет на потенциалы Е (электродный потенциал - разность электростатич. потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом)

и направление протекания окислительно-восстановительной реакции тогда, когда в реакции принимают участие ионы водорода

Пример, где не влияет: 2Fe²⁺+2I-=2Fe²⁺+I₂ ионы водорода участия не принимают; потенциал реакции не зависит от активности ионов водорода: Влияет:

(п=2) непосредственно участвуют ионы водорода, поэтому потенциал этой ре­акции Также рH может оказывать влияние на ов реакцию, в которой ион вородорода не принимает участия. Например, в цериметрии, в основе которой лежит полуреакция без участия ионов водорода Се⁴⁺+е=Се³⁺ определение восстановителей ведут в сернокислой среде, поскольку именно в этой среде устойчив церий (IV) в форме сульфатных комплексов.

Влияние температуры из уравнения Нернста видно, что электродный потенциал также зависит от температуры.