Диссоциация воды

22. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксидный показатели. Гидролиз солей. Причина гидролиза. Различные случаи гидролиза. Степень гидролиза и зависимость её от различных факторов.

Диссоциация воды - разложение воды на составляющие химические элементы (распад на ионы). Диссоциация воды является эндотермической реакцией, т.е. идущей с поглощением теплоты из окружающей среды.

H₂О H⁺ + OH^-

К_р = = 1,86*10^-16

К_р[Н₂О] = [Н⁺]*[ОН^-], К_р[Н₂О]=К_w – ионное произведение воды

[Н₂О] = = = 55,6 моль/л

1,86*55,6 = [H⁺]*[OH^-] = 10^-14

-lg[H⁺]*(-lg[OH^-]) = -lg(10^-14)

Для удобства, концентрации [H+] и [HO-] выражают в виде водородного показателя pH и гидроксильного показателя pOH. pH и pOH - это отрицательные десятичные логарифмы концентраций [H+] и [HO-] (правильнее использовать не концентрацию, а активность)

pH = -lg[H⁺], pOH = -lg[OH^-]

Прологарифмируя уравнение [H⁺]*[HO^-] = 10-14 получим:

lg[H⁺] + lg[OH^-] = -14

-lg[H⁺] - lg[OH^-] = 14

pH + pOH = 14

рН=рOH=7-нейтрадьная среда

рН<7, pOH>7 – кислая среда

рН>7, pOH<7 – щелочная среда

Гидролиз – это взаимодействие соли с водой, в результате которого образуется слабый электролит. Гидролиз – обратимый процесс. Причиной гидролиза является взаимодействие ионов соли с молекулами воды из гидратной оболочки с образованием малодиссоциированных соединений или ионов.

Различают несколько случаев гидролиза:

а) гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания протекает всегда по аниону, заряд которого определяет число ступеней гидролиза. Реакция среды их водных растворов - щелочная (рН > 7):

СН₃СООNa = CH₃COO^- + Na⁺, pH>7

CH₃COO + HOH = CH₃COOH + OH^-

CH₃COONa + HOH = CH₃COOH + NaOH

Если соль образована многоосновной кислотой, то гидролиз идет ступенчато:

Na₃PO₄ = 3Na⁺ + PO₄^3-

1ступень pH>7

2 ступень

3 ступень

б) гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания протекает всегда по катиону, заряд которого определяет число ступений гидролиза. Реакция среды их водных растворов кислая (рН < 7):

NH₄Cl = NH₄⁺ + Cl^-

NH₄⁺ + HOH = NH₄OH + H⁺ pH<7

NH₄Cl + HOH = NH₄OH + HCL

AlCl₃ = Al³⁺ + 3Cl^-

1 ступень

2 ступень

3 ступень

в) гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания протекает одновременно по катиону и по аниону, образуя сразу два слабых электролита:

СН₃СООNH₄ = CH₃COO^- + NH₄⁺, pH 7

CH₃COO^- + NH₄⁺ + HOH = CH₃COOH + NH₄OH

СН₃СООNH₄ + HOH = CH₃COOH + NH₄OH

 Степень гидролиза (β) – отношение концентрации молекул, подвергшихся гидролизу (с_гидр) к исходной концентрации растворенной соли (с_исх):

Степень гидролиза зависит от природы соли, концентрации раствора, температуры. При разбавлении раствора, повышении его температуры степень гидролиза увеличивается.

22. Особенности Кристаллической структуры металлов и химической связи. Физические свойства металлов. Качественная и количественная характеристика химической активности металлов. Механизм возникновения электродного потенциала. Стандартный электродный потенциал. Нормальный водородный электрод. Формула Нернста.

Химическая связь характерная для металлов – металлическая. Особенности металлической связи у каждого металла могут быть связаны, например, с электростатическим отталкиванием ионов друг от друга с учетом распределения электрических зарядов в них, с вкладом в образование связи электронов внутренних незаполненных оболочек переходных металлов, с движением электронов в электронном газе и т.д. Особенностью металлической кристаллической решетки являются общие электроны, которые свободно перемещаются по всему пространству кристаллической решетки и связывают между собой все атомы и ионы, находящиеся в узлах решетки. Этим объясняются физические свойства металлов:

1. пластичность - способность изменять форму при ударе, вытягиваться в проволоку, прокатываться в тонкие листы;

2. блеск, обычно серый цвет (кроме золота, меди и стронция) и непрозрачность;

3. электропроводность;

4. теплопроводность;

5. твердость;

6. плотность (легкие и тяжелые);

7. температуры плавления и кипения (легкоплавкие и тугоплавкие);

Качественной характеристикой химической активности металлов можно считать их способность вытеснять из растворов солей другие металлы. Все металлы восстановители. Количественной характеристикой хим. активности металла является его электродный потенциал, который возникает на границе металл-раствор.

Для всех металлов характерно свойство в большей или меньшей степени растворяться в воде. Например, поместим металлическую пластинку в воду. При этом в воду переходят положительно заряженные ионы металла, в результате чего пластинка (из-за появления в ней избыточных электронов) заряжается отрицательно. Гидратированные катионы металла скапливаются возле поверхности пластинки на границе металл-раствор. Возникает двойной электрический слой, характеризующийся некоторой разностью электростатических потенциалов. Как известно, энергию, которую необходимо затратить (положительный потенциал) или которую можно получить (отрицательный потенциал) при переносе единицы электричества из бесконечности в данную точку, называют электрическим потенциалом. Между пластинкой и раствором устанавливается окислительно-восстановительное равновесие. Стандартный электродный потенциал – это потенциал данного электродного процесса при концентрациях всех участвующих в нем веществ, равных единице. Стандартный электродный потенциал – это потенциал данного электродного процесса при концентрациях всех участвующих в нем веществ, равных единице.

Уравнение Нернста:

,

где Е — электродный потенциал, E⁰ — стандартный электродный потенциал;

R — универсальная газовая постоянная, равная 8.31 Дж/(моль·K);

T — абсолютная температура;

F — число Фарадея, равное 96485,35 Кл/моль;

n — число моль электронов, участвующих в процессе;

a_ок и a_вост — активности соответственно окисленной и восстановленной форм вещества, участвующего в реакции.

Если в формулу Нернста подставить числовые значения констант R и F и перейти от натуральных логарифмов к десятичным, то при T = 298K (t=25⁰С) получим:

22. Гальванические элементы. Механизм возникновения тока в гальванических элементах. Окислительно-восстановительные реакции, протекающие при работе гальванических элементов. Различные виды элементов. ЭДС гальванического элемента.

Гальванические элементы – устройства, в которых энергия окислительно-восстановительных реакций превращается в электрическую.

Гальванический ток - явление, какое происходит, когда два полюса гальванического элемента (или батареи из них) соединяются друг с другом при посредстве какого-либо проводника электричества. В неорганической химии окислительно-восстановительные реакции формально могут рассматриваться как перемещение электронов от атома одного реагента (восстановителя) к атому другого (окислителя). При протекании реакций в гальваническом элементе переход электронов осуществляется по проводнику, соединяющему электроды элемента, и изменение энергии Гиббса ΔG в данной реакции может быть превращено в полезную работу. Виды гальванических элементов: электрические аккумуляторы и топливные устройства. ЭДС гальванического элемента равна электродному потенциалу правого электрода (окислителя) минус электродный потенциал левого электрода (восстановителя).

Е = Е_катода - Е_анода > 0

22. Коррозия металлов. Различные виды коррозии. Химические процессы, протекающие при коррозии. Способы защиты от коррозии. Анодные и катодные покрытия.

Коррозия — это самопроизвольное разрушение металлов в результате химического или физико-химического взаимодействия с окружающей средой. По механизму протекания коррозийного процесса, зависящему от характера внешней среды, с которой взаимодействует металл, различают химическую и электрохимическую коррозию.

Химическая коррозия характерна для сред, не проводящих электрический ток. При химической коррозии происходит прямое гетерогенное взаимодействие металла с окислителем окружающей среды. По условиям протекания коррозионного процесса различают а) газовую коррозию — в газах и парах без конденсации влаги на поверхности металла, обычно при высоких температурах. Примером газовой коррозии может служить окисление металла кислородом воздуха при высоких температурах; б) коррозию в неэлектролитах— агрессивных органических жидкостях, таких, как сернистая нефть и др.

Электрохимическая коррозия характерна для сред, имеющих ионную проводимость. При электрохимической коррозии процесс взаимодействия металла с окислителем включает анодное растворение металла и катодное восстановление окислителя. Электрохимическая коррозия может протекать: а) в электролитах — в водных растворах солей, кислот, щелочей, в морской воде; б) в атмосфере, любого влажного газа; в) в почве.

Особым видом электрохимической коррозии следует считать коррозию за счет внешнего электрического тока. Многие металлы химически изменяются на поверхности за счет окисления кислородом. Кроме того, при этих процессах химически могут действовать жидкости (вода, кислоты, щелочи, растворы солей), газы или пары. Высокие температуры ускоряют процесс коррозии. При окислении меди, цинка, свинца или алюминия возникает на поверхности плотная, трудно разрушаемая пленка оксида, защищающая эти металлы от дальнейшей коррозии. Железные материалы при химической коррозии на влажном воздухе образуют гидрат окиси железа FeO(OH). Отсюда возникает при дальнейших химических процессах образование ржавчины стали. Ржавчина — это рыхлый пористый слой, который не обеспечивает никакой защиты от дальнейшей коррозии.

Способы защиты металлов от коррозии:

1. Покрытие поверхности металла специальными лаками и красками

2. Использование металлопластика

3. Покрытие защитной (оксидной) пленкой

4. Обработка поверхности сплавами других металлов (жидкий металл насыщается инертным газом или азотом)

5. Покрытие металла другим металлом (цинком ил золотом)

6. Протекторная защита от блуждающих токов (заземление или цинковые пластинки)

По механизму защиты различают анодные и катодные металлические покрытия. Металл анодных покрытий имеет электродный потенциал более отрицательный, чем потенциал защищаемого металла. В случае применения анодных покрытий не обязательно, чтобы оно было сплошным. При действии растворов электролитов в возникающим коррозионном элементе основной металл–покрытие основной металл является катодом и поэтому при достаточно большой площади покрытия не разрушается, а защищается электрохимически за счёт растворения металла покрытия. Примерами анодных покрытий являются покрытия железа цинком и кадмием.

Примерами катодных защитных покрытий являются покрытия железа медью, никелем, хромом и т.п.

22. Электролиз. Различные виды электролиза и применение их на практике. Катодные и анодные процессы. Нанесение металлических покрытий. Законы электролиза.

Электролизом называют процессы, происходящие на электродах под действием электрического тока, подаваемого от внешнего источника. При электролизе происходит превращение электрической энергии в химическую. Электрод, на котором идет реакция восстановления (катод), у электролизера подключен к отрицательному полюсу внешнего источника тока. Электрод, на котором протекает реакция окисления (анод ), подключен к положительному полюсу источника тока. Электролиз широко применяется в современной промышленности. Он является одним из способов промышленного получения алюминия, водорода, а также гидроксида натрия, хлора, хлорорганических соединений, диоксида марганца[2], пероксида водорода. Большое количество металлов извлекаются из руд и подвергаются переработке с помощью электролиза (электроэкстракция, электрорафинирование). Электролиз находит применение в очистке сточных вод (процессы электрокоагуляции, электроэкстракции, электрофлотации).

Катодные процессы. При прочих равных условиях ионы металлов восстанавливаются на катоде тем легче, чем менее активен металл, чем дальше вправо он расположен в ряду напряжений.

1) Катионы металлов, имеющие электродный потенциал более высокий, чем у ионов водорода Н⁺ (в ряду напряжений эти металлы стоят после Н₂), при электролизе практически полностью восстанавливаются на катоде:

Cu²⁺ + 2e → Cu⁰

2) Катионы металлов, имеющие низкую величину электродного потенциала (от начала ряда напряжения по алюминий включительно), не восстанавливаются на катоде и остаются в растворе, на катоде идет процесс электрохимического восстановления водорода из молекул воды:

2H₂O + 2e → H₂ + 2OH¯

3) Катионы металлов, имеющие электродный потенциал ниже , чем у ионов водорода (Н⁺), но выше, чем у ионов алюминия (Al³⁺), т.е стоящих между Zn²⁺→ Meⁿ⁺ ← H₂, при электролизе восстанавливаются на катоде одновременно с водородом.

Fe³⁺ + 3e → Fe⁰

2H₂O + 2e → H₂ + 2OH¯

Таким образом, характер катодного процесса при электролизе водных растворов электролитов определяется, прежде всего, положением соответствующего металла в ряду напряжения.

Анодные процессы. При электролизе веществ используется инертные, не изменяющиеся в процессе электролиза аноды (графитовые, платиновые) и растворимые аноды, окисляющиеся в процессе электролиза легче, чем анионы (из цинка, никеля, серебра, меди и других металлов).

1) Анионы бескислородных кислот (S²ˉ, I¯, Br¯, Cl¯) при их достаточной концентрации легко окисляются до соответствующих простых веществ.

2) При электролизе водных растворов щелочей, кислородсодержащих кислот и их солей, а также плавиковой кислоты и фторидов происходит электрохимическое окисление воды с выделение кислорода:

в щелочных растворах: 4OH¯ - 4e → O₂ + 2H₂O

в кислых и нейтральных растворах: 2H₂O - 4e → O₂ + 4H⁺

Для нанесения на поверхность тонкого металлического слоя — гальванического покрытия — применяется электролиз. Перед покрытием изделия необходимо тщательно очистить, иначе металл будет осаждаться неравномерно, и связь металла с поверхностью изделия будет неустойчивым. С помощью электролиза можно покрыть деталь тонким слоем золота или серебра, хрома или никеля. С помощью электролиза можно наносить тончайшие металлические покрытия на различные металлические поверхности. При таком способе нанесения покрытий, деталь используют как катод, содержащийся в раствора соли того металла, покрытие из которого необходимо получить. В качестве анода используется пластинка из того же металла.

Количественные характеристики электролиза  выражаются двумя законами Фарадея:

1) Масса вещества, выделяющегося на электроде *, прямо пропорциональна количеству электричества, прошедшего через электролит *.

2) При электролизе различных химических соединений одинаковые количества электричества выделяют на электродах массы веществ, пропорциональные их электрохимическим эквивалентам.

Эти два закона можно объединить в одном уравнении:

 ,

где       m – масса выделяющегося вещества, г;

            n – количество электронов, переносимых в электродном процессе;

            F – число Фарадея (F=96485 Кл/моль)

            I – сила тока, А;

            t – время, с;

            M – молярная масса выделяющегося вещества, г/моль.

Величина   называется электрохимическим эквивалентом вещества.