Степень гидролиза соли (h) - это отношение количества вещества соли, подвергшегося гидролизу, к общему количеству вещества соли. Константа гидролиза (Кг) и степень гидролиза (h) связаны соотношением:

Кг=Ссоли.h2/(1-h), где Ссоли - молярная концентрация соли в растворе.

Если h<<1, то Кг = Ссоли.h2; .

Степень гидролиза соли определяется следующими факторами.

1.Так как гидролиз процесс эндотермический, то повышение температуры усиливает гидролиз.

2. Чем слабее кислота и/или основание, образующиеся при гидролизе, тем выше степень гидролиза их солей.

3. Чем меньше молярная концентрация соли, тем степень гидролиза выше, т. е. с разбавлением гидролиз усиливается.

4. По принципу Ле-Шателье добавление продуктов гидролиза его подавляет.

33.  Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Основные понятия. Направление протекания ОВР.

Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называют реакции, протекающие с изменением степеней окисления участвующих в них элементов. Степень окисления элемента – формальный заряд, который был бы на атоме, если бы все связи в соединении были ионными. Характерные степени окисления элемента определяются конфигурацией валентного электронного слоя. Окислитель – акцептор электронов, то есть «принимает электроны» и восстанавливается. Восстановитель является донором электронов, то есть «отдает электроны» и окисляется. Окисление – процесс, в котором степень окисления элемента повышается вследствие отдачи электронов. Восстановление – процесс, в котором степень окисления элемента понижается вследствие присоединения электронов. Процессы окисления и восстановления протекают одновременно.

НЕ нашли? Не то? Что вы ищете?

В уравнениях окислительно-восстановительных реакций должен быть отражен «электронный» и «материальный» баланс. Электронный баланс: число электронов, «отданных» восстановителем, должно быть равно числу электронов, «принятых» окислителем. Материальный баланс: число атомов одного элемента в левой и правой части уравнения должно быть одинаковым.

Метод электронного баланса применяют для составления уравнений реакций ОВР любого типа. Он включает определение степеней окисления элементов, наименьшего общего кратного числа «отданных» восстановителем и «принятых» окислителем электронов, определение коэффициентов электронного баланса:

K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4K2SO4 + 7H2O

Сr+6 + 3e → Cr+3 1

I– – 1e → Io 3

Метод ионно-электронного баланса применяют для составления уравнений ОВР, протекающих в водных растворах с учетом диссоциации сильных хорошо растворимых электролитов на ионы. Он включает составление полуреакций окисления и восстановления. Причем материальный баланс подбирается с использованием частиц H2O и H+ - для реакций в кислой среде и частиц H2O и OH– - для реакций в щелочной среде.

MnO4– + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O 2 (процесс восстановления)

SO32– + H2O – 2e → SO42– + 2H+ 5 (процесс окисления)

Далее определяют заряд каждой из систем до и после превращения; рассчитывают число «отданных» восстановителем и «принятых» окислителем электронов и определяют коэффициенты электронного баланса; проводят сложение полуреакций окисления и восстановления, умноженных на соответствующие коэффициенты электронного баланса и «приведение подобных членов». В итоге получают краткое ионное уравнение:

2MnO4– + 6H+ + 5SO32– →2Mn2+ + 5SO42– + 3H2O (краткое ионное уравнение)

Коэффициенты, полученные в кратком ионном уравнении, переносятся в молекулярное уравнение (с учетом состава соединений):

2KMnO4 + 3H2SO4 + 5Na2SO3 → 2MnSO4 + 5Na2SO4 + 3H2O + K2SO4

Определяют коэффициенты перед элементами, не участвовавшими в ОВР (например, К).

ОВР между данным окислителем и данным восстановителем протекает самопроизвольно в прямом направлении, если ЭДС положительна: ЭДС = [φок – φвос ] > 0 или φок > φвос.

34.  Понятие об окислительно-восстановительном потенциале (ОВП). Стандартный водородный электрод. Стандартные ОВП. Ряд стандартных электродных потенциалов металлов.

Окислительно-восстановительный потенциал (редокс-потенциал от англ. redox — reduction-oxidation reaction, Eh или Eh)  — мера способности химического вещества присоединять электроны (восстанавливаться)

Водородный электрод — электрод, использующийся в качестве электрода сравнения при различных электрохимических измерениях и в гальванических элементах. Водородный электрод (ВЭ) представляет собой пластинку или проволоку из металла, хорошо поглощающего газообразный водород (обычно используют платину илипалладий), насыщенную водородом (при атмосферном давлении) и погруженную в водный раствор, содержащий ионы водорода.

сли полуреакцию восстановления представить уравнением:

Aox + n·e− → Ared,

то количественная зависимость окислительно-восстановительного потенциала от концентрации (точнее активностей) реагирующих веществ выражается уравнением Нернста.

Окислительно-восстановительный потенциал определяют электрохимическими методами с использованием стеклянного электрода с red-ox функцией [2] и выражают вмилливольтах (мВ) относительно стандартного водородного электрода в стандартных условиях.

Стандартным электродным потенциалом металла называют его электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор собственного иона с концентрацией 1 [моль/л] и при T = 298 K (t = 25 oC), измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом.

Располагая металлы в ряд по мере возрастания их стандартных электродных потенциалов (φoМеn+/Me), получаем так называемый ряд стандартных электродных потенциалов. Положение металла в ряду стандартных электродных потенциалов характеризует его восстановительную способность, а также окислительные свойства его ионов в водных растворах. Чем меньше значение φoМеn+/Me, тем больше восстановительная способность металла и тем меньше окислительная способность его ионов.

Выводы по ряду стандартных электродных потенциалов:

1. Каждый металл способен вытеснить из растворов солей те металлы, которые стоят после него в ряду стандартных электродных потенциалов, т. е. имеют большую алгебраическую величину стандартного потенциала.

2. Водород может быть вытеснен из разбавленного раствора H2SO4 и HCl теми металлами, которые имеют стандартные потенциалы со знаком минус.

35.  Факторы, влияющие на величину ОВП. Уравнение Нернста.

Факторы, влияющие на величину окислительно-восстановительного потенциала: концентрации окисленной и восстановленной форм, ионная сила, температура, рН раствора, процессы комплексообразования и осаждения.

Уравнение Нернста — уравнение, связывающее окислительно-восстановительный потенциал системы с активностями веществ, входящих в электрохимическое уравнение, истандартными потенциалами окислительно-восстановительных пар.

Вывод уравнения Нернста

E = E^0 + \frac{RT}{nF} \ln\frac{a_{\rm{Ox}}}{a_{\rm{Red}}},

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

\ T — абсолютная температура;

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

\ n — число молей электронов, участвующих в процессе;

\ {a_{\rm{Ox}}} и \ {a_{\rm{Red}}} — активности соответственно окисленной и восстановленной форм вещества, участвующего в полуреакции.

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

E = E^0 + \frac{0,059}{n} \lg\frac{a_{\rm{Ox}}}{a_{\rm{Red}}}

36.  Гальванические элементы. Элемент Даниэля-Якоби. Основные типы и области практического использования гальванических элементов.

Гальванический элемент (ГЭ) - это прибор, в котором химическая энергия окислительно-восстановительной реакции превращается в электрическую. Возьмем два сосуда. В один из них, содержащий раствор ZnSO4 опустим цинковый электрод, в другой, содержащий раствор CuSO4 - медный электрод. Состояние равновесия для обоих электродов выражается уравнением:

Zn Zn2+ + 2 ē (2); Cu Cu2+ + 2 ē (3).

Рис. 1. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ. В простом гальваническом элементе Даниеля перемещение каждых двух электронов по внешней цепи приводит к окислению одного атома цинка и осаждению одного атома меди. Электронейтральность растворов обеспечивается с помощью солевого мостика.

Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4 5 6 7