Шпаргалка по «Химии»

 

29. Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадков. Реакции обмена в растворах электролитов.

Способность вещества переходить в раствор называется растворимостью. 
При постоянной температуре в насыщенном растворе произведение концентраций (или активностей) ионов, на которые диссоциирует электролит, с учетом степеней, соответствующих стехиометрическим коэффициентам, есть величина постоянная. Она называется произведением растворимости (ПР) малорастворимого электролита.

Чем меньше значение ПР, тем хуже растворяется соединение. При внесении в раствор избытка ионов или выпадет дополнительное количество осадка, изменятся концентрации ионов в растворе  но величина ПР останется постоянной при неизменной температуре.

Условием образования осадка является превышение произведения концентраций ионов над величиной произведения растворимости: Сm()Сn() > ПР. Когда в растворе Cm()Cn() < ПР, то электролит будет растворяться до тех пор, пока произведение концентраций ионов не сравняется со значением ПР.

Растворимость S, равная молярной концентрации насыщенного раствора, и произведение растворимости ПР малорастворимого электролита взаимосвязаны. Равновесные молярные концентрации ионов насыщенного раствора связаны с растворимостью соотношениями:

реакции в растворах электролитов всегда идут в сторону образования наименее диссоциированных или наименее растворимых веществ. Из этого, в частности, следует, что сильные кислоты вытесняют слабые из

растворов их солей Таким образом, реакции в растворах электролитов идут до конца если в результате взаимодействия веществ происходит образование осадка, выделение газа и образование слабого электролита.

30. Гидролиз солей. Количественные характеристики гидролиза.

 Гидролиз соли – это взаимодействие соли с мо–лекулами воды, приводящее к образованию малодис-социироваииых соединений.

Процесс гидролиза заключается в переходе протона от молекулы воды к данному иону (СO32- + НОН * НСO3–+ ОН- ) или от данного иона, в том числе от гидратиро-ванного катиона металла, к молекуле воды.

В зависимости от природы соли вода выступает ли–бо как кислота, либо как основание, а соль является соответственно сопряженным основанием или сопря–женной кислотой.

Возможны четыре варианта гидролиза в зависимо–сти от типа соли.

1. Соли, образованные сильной  кислотой и слабым основанием:

2. Соли, образованные сильным  основанием и сла–бой кислотой:

CH3COONa + НОН > СН3СOOН + NaOH.

3. Соли, образованные слабой  кислотой и слабым основанием.

Цианид аммония гидролизуется по реакции:

4. Соли, образованные сильной  кислотой и сильным основанием.

NaCl, KNO3 гидролизу не подвергаются. Механизм гидролиза солей заключается в поляризационном взаимодействии ионов соли с их гидратной оболоч–кой. Чем сильнее это взаимодействие, тем интенсивнее протекает гидролиз.

Степень гидролиза измеряется отношением коли–чества гидролизованного вещества к общему количеству растворенного вещества.

Степень гидролиза зависит от природы соли, ее кон–центрации и температуры. Согласно закону действующих масс степень гидролиза возрастает с разбавлением раствора. Так, при концентрации

Na2CO3 0,001 моль/л степень гидролиза составляет 34%.

В общем случае справедливы следующие закономерности.

1. Гидролиз соли должен  усиливаться с повышением температуры  и разбавлением раствора.

2. При обратимом гидролизе  в соответствии с принципом  Ле Шателье процесс должен  подавляться при подкислении  или при подщелачивании 3. Гидролиз  солей, в результате которого  образуются малорастворимые или  газообразные продукты, удаляю–щиеся из сферы реакции (принцип смещения равнове–сия), необратим.

Гидролиз характерен для многих классов неоргани–ческих и органических соединений. Гидролиз неорга–нических соединений важен для оценки их токсично–сти. Гидролиз органических соединений применяют для получения ценных продуктов из древесины, жиров, эфиров и иного, но особенно важную роль гидролиз играет в жизнедеятельности живых организмов.

31. Теория окислительно-восстановительных реакций. Важнейшие окислители и восстановители. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Метод электронного баланса.

Окислительно-восстановительные реакции имеют очень широкое распространение и являются чрезвычайно важными для обмена веществ в живых организмах, для многих промышленных процессов, связанных с получением химических веществ. Они имеют огромное значение в теории и практике.

Окислительно-восстановительные реакции - это такие реакции, которые протекают с изменением степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Например,

NaOH + HCl = NaCl + H2 O ― реакция идет без изменения степени окисления. Такого типа реакции называются обменными.

Zn0 + HCl- = H2 0 + Zn2+ Cl2 – реакция протекает с изменением степени окисления, следовательно, это окислительно-восстановительная реакция (ОВР).

Zn0 - 2e ® Zn2+ 1 восстановитель, окисление

2H+ + 2e ® H2 0 1 окислитель, восстановление

Сущность окислительно-восстановительных процессов состоит в переходе валентных электронов от восстановителя к окислителю. Окисление ― это процесс отдачи электрона. Этот процесс сопровождается повышением степени окисления элемента. Вещество, отдающее электрон, называется восстановителем.

Восстановление ― это процесс присоединения электронов. Этот процесс сопровождается понижением степени окисления элемента. Вещество, принимающее электрон, является окислителем.

Состояние атома в молекуле характеризуется с помощью понятия «степени окисления».

Под степенью окисления понимают заряд атома элемента в соединении, вычисленный из предположения о том, что молекула состоит только из ионов.

Степень окисления ― понятие условное, т.к. большинство соединений не являются ионами, чаще встречаются соединения с ковалентной связью. Степень окисления ― величина переменная. Степень окисления атома обозначается арабскими цифрами со знаком (+) или (–) после цифры.

В простых веществах (О2 , Н2 , N2 ) степень окисления элемента всегда равна нулю,. В простейших ковалентных соединениях значение положительной степени окисления элемента соответствует числу оттянутых от атома связывающих электронных пар, а величина отрицательной степени окисления ― числом притянутых электронных пар.

Для определения степени окисления элементов в химических соединениях следует руководствоваться следующими положениями:

1. Постоянную степень окисления  имеют щелочные металлы (+1), щелочноземельные  металлы (+2), фтор (-1).2. Так как молекула  электронейтральна, то алгебраическая  сумма степеней окисления атомов  элементов с учетом состава  молекулы равна нулю.

3. Степень окисления элементов  в молекулах простых веществ  О2 , Сl2 и т.п. равна нулю.

4. Степень окисления металлов  в атомарном состоянии согласно  рентгенографическим исследованиям, установившим равномерное 
распределение электронной плотности в них, также равна нулю (Сг, Znи т.п.).

5. Понятие о степени  окисления является условным  и не всегда характеризует  настоящее состояние атомов в  соединениях,.

Составление уравнений ОВР

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций обычно используют два метода:

1) метод электронного баланса,

2) электронно-ионный метод.

При расчете коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях пользуются правилом электронного баланса: суммарное число электронов, теряемых восстановителем, должно быть равно суммарному числу электронов, приобретаемых окислителем.

При составлении уравнения окислительно-восстановительной реакции необходимо соблюдать следующую логическую последовательность операций: рассмотрим реакцию взаимодействия Sb2 S5 и HNO3 .

1. Устанавливаем формулы  веществ, получающихся в результате  реакции: Sb2 S5 + HNO3 = H3 SbO4 +NO+H2 SO4 .

2. Определяем степени окисления  элементов, которые изменили ее  в процессе реакции

Sb2 S2- 5 + HN5+ O3 = H3 SbO4 +N2+ O+H2 S6+ O4 .

3.Определяем изменения, происшедшие  в значениях степени окисления  и устанавливаем окислитель и  восстановитель.

В данной реакции степень окисления атомов серы S2- повысилась с 2- до 6+; следовательно, S2- является восстановителем. А степень окисления атомов азота N5+ понизилась с 5+ до 2+; следовательно, N5+ является окислителем. На основании этого составляем схему электронного баланса реакции:

N5+ + 3e® N2+ │ 40 окислитель, процесс восстановления

S2- - 40e ®S6+ │ 3 восстановитель, процесс окисления

Пользуясь правилом электронного баланса, определяем общее число перемещающихся электронов нахождения наименьшего кратного. В данном случае оно равно 120.

4. Находим основные коэффициенты, то есть коэффициенты при окислителе  и восстановителе

3 Sb2 S5 + 40 HNO3 = H3 SbO4 + NO + H2 SO4 .

5. Согласно закону сохранения массы расставляем коэффициенты в правой части уравнения (продукты реакции) перед окисленной и восстановленной формами:

3 Sb2 S5 + 40 HNO3 = H3 SbO4 + 40 NO + 15 H2 SO4 .

6. Проверяем число атомов  каждого элемента (кроме водорода  и кислорода) в исходных веществах  и продуктах реакции и подводим  баланс по этим элементам, расставляя  коэффициенты:

3 Sb2 S5 + 40 HNO3 = 6 H3 SbO4 + 40 NO + 15 H2 SO4 .

7. Проверяем число атомов  водорода в левой и правой  частях уравнения и определяем число участвующих в реакции молекул воды

3 Sb2 S5 + 40 HNO3 + 4 Н2 О = H3 SbO4 + 40 NO + 15 H2 SO4 .

8. Проверяем сумму атомов  кислорода в левой и правой  частях уравнения. Если баланс  по кислороду сходися, то уравнение  реакции составлено правильно.

32. Ионно-электронный метод (метод полуреакций). Классификация окислительно-восстановительных реакций.

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций (ОВР) применяется два метода – метод электронного баланса и метод полуреакций, или ионно-электронный метод. Первый основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных веществах и в продуктах реакции.Второй метод изучается менее подробно, особенно применительно к ОВР с участием органических соединений.

О каком бы окислительно-восстановительном взаимодействии ни шла речь, поведение реагирующих молекул или ионов можно свести к трем случаям:

1) количество кислорода в реагирующей  частице возрастает;

2) количество кислорода в реагирующей  частице убывает;

3) количество кислорода в реагирующей  частице не меняется, как например, в случае превращения перманганат-аниона в манганат-анион: MnО4-–>MnO42-

Каждый случай изменения количества кислорода в реагирующей частице возможен в кислой, нейтральной и щелочной среде.

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Реакции межмолекулярного окисления-восстановления - это реакции, в которых атом-окислитель и атом-восстановитель принадлежат разным веществам. Эти вещества могут быть как простыми, так и сложными.

4N3-H3 + 3O02 2N02 + 6H2O2-

2N3- - 6e N02 2 восстановитель

O02 + 4e 2O2- 3 окислитель

Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления - это реакции, в которых атом-окислитель и атом-восстановитель входят в состав одной и той же молекулы или одного и того же иона. Например, разложение хлората калия 2KCl5+O2-3 2KCl- + 3O02Cl5+ + 6e Cl- 2 окислитель2O2- -4e O02 3 восстановительРеакции диспропорционирования (самоокисление- самовосстановление) - это реакции, в которых функцию окислителя и восстановителя выполняет один и тот же атом молекулы или иона, находящийся в промежуточной степени окисления. Например: 4KCl5+O3 3 KCl7+O4 + KCl-Cl5+ - 2e Cl7+ 6 3 восстановительCl5+ +6e Cl- 2 1 окислительРеакции конмутации - реакции внутримолекулярного окисления- восстановления, в результате которых происходит выравнивание степеней окисления атомов одного и того же элемента. Например:N3-H4N5+O3 = N21+O + 2H2O

 

33.Электрохимические процессы. Электродный потенциал. Стандартные  электродные потенциалы. Водородный  электрод

Процессы взаимного превращения химической и электрической форм энергии называют электрохимическими процессами. Электрохимические процессы можно разделить на две основные группы 1) процессы превращения химической энергии в электрическую элементах.