Молярная концентрация

показывает, сколько моль вещества содержится в 1 литре (1000 мл.) раствора. Обозначается С_м. Единица измерения - [моль/л] (часто пишут просто М)

,

где n - количество вещества в молях, V - объём раствора, m - масса вещества, M_r - молярная масса вещества.

Моляльная концентрация

число молей растворенного вещества в 1 килограмме (1000 г.) расторителя. Единица измерения - [моль/кг]

Нормальная концентрация

это число эквивалентов в 1 литре раствора. Обозначают символом С_н

0,1 нормальный раствор - децинормальный.

Титр

количество вещества (в граммах), растворённое в 1 мл. раствора. Различают титр по растворённому веществу (например, титр раствора соляной кислоты — T_HCl) или титр по определяемому веществу (например, титр раствора соляной кислоты по едкому натру — T_HCl/NaOH)

,

где Т - титр в г/мл, Р - масса навески, V - объём мерной колбы.

25)основные положения теории электролитической диссоциации.механизмы диссоциации

4.2 Электролиты, неэлектролиты, электролитическая диссоциация

Электролитическая диссоциация – процесс распада вещества на ионы, происходящий вследствие электростатического взаимодействия электролита с полярными молекулами растворителя.

Наиболее легко этот процесс происходит у веществ с ионным типом связи (NaCl).

Полярные молекулы растворителя (диполи H2O) притягиваются ионами на поверхности кристаллов электролита за счет сил ион-дипольного взаимодействия. Если энергия гидратации,

36выделяющаяся при этом взаимодействии больше энергии связи ионов в кристаллической решетке, то межионные связи в кристале разрываются и ион переходит в раствор.

Диссоциация веществ с полярной ковалентной связью протекает сложнее. Диполь-дипольное взаимодействие молекул растворителя (H2O) и растворенного вещества сначала приводит к поляризации полярной связи с увеличением ее полярности, а затем к гетеролитическому разрыву этой связи, т.е. к образованию ионов, которые гидратируются молекулами воды и равномерно распределяются в растворе.

Процесс электролитической диссоциации отражается уравнением:

В большинстве случаев при записи уравнений диссоциации роль молекул растворителя не

отражается и уравнения диссоциации имеют вид

Способность веществ к диссоциации характеризуется степенью диссоциации α.

Степень диссоциации – отношение количества вещества электролита, распавшегося на ионы к общему количеству растворенного электролита.

Значение степени диссоциации может изменяться от 0 до 1. α показывает, какая часть растворенного вещества распалась на ионы при данных условиях. Константа диссоциации и степень диссоциации связаны при помощи уравнения Оствальда

−

.В зависимости от полноты диссоциации все электролиты делятся на сильные и слабые.

Сильные электролиты существуют в растворе только в виде гидратированных ионов. их диссоциация происходит полностью и необратимо.

Сильными электролитами являются:

1) большинство солей;

2) сильные кислоты;

3) сильные основания (щелочи).

Слабые электролиты диссоциируют лишь частично, так как их диссоциация является обратимым и равновесным процессом. такие электролиты существуют в растворе и в виде гидратированных ионов и в виде недиссоциированных молекул, причем чаще всего доля молекул значительно превышает содержание ионов.

Слабыми электролитами являются:

1) слабые кислоты (H2CO3, HF);

2) слабые основания и амфотерные гидроксиды металлов;

3) органические основания;

374) вода H O H OH 2

Необходимо отметить, что между силой электролита и его растворимостью нет прямой связи. Хорошо растворимые вещества могут быть: сильными электролитами (HCl, NaOH, NaCl); слабыми электролитами (CH3COOH, NH4OH); неэлектролитами (C2H5OH, C6H12OH). С другой стороны, некоторые соли плохо растворяются в воде, например BaSO4, но все количество соли, которое растворилось (2 мг/л) существует в растворе только в виде ионов 2 Ba+ и 2SO4−, поэтому

BaSO4 сильный электролит.

Степень диссоциации слабых электролитов зависит от ряда факторов.

1) Природа электролита.

Значение степени диссоциации увеличивается с увеличением полярности и поляризуемости ковалентной связи. Например с увеличением степени окисления центрального атома в молекулах кислородосодержащих кислот увеличивается полярность связи Н – О, поэтому степень диссоциации тоже увеличивается.

Кислота HClO HClO2 HClO3

α 5,5∙10-4 0,32 1,00

2) Природа растворителя.

Чем больше полярность растворителя, тем сильнее его ионизирующее действие, тем больше степень диссоциации растворенного вещества. Вода является сильно полярной жидкостью, имерннно поэтому она является мощным ионизирующим растворителем.

3) Концентрация электролита в растворе.

Степень диссоциации электролита уменьшается с увеличением его концентрации, так как при этом уменьшается степень гидратации частиц электролита, что облегчает их ассоциацию в молекулы.

4) Температура.

В большинстве случаев электролитическая диссоциация эндотермический процесс, поэтому увеличение температуры приводит к незначительному возрастанию степени диссоциации.

5) Влияние сильных электролитов.

При добавлении в раствор слабого электролита небольшого количества сильного электролита с одноименным ионом (общим для обоих электролитов) равновесие реакции диссоциации слабого электролита смещается в сторону недиссоциированных молекул, а значение степени диссоциации резко уменьшается. Наоборот, при добавлении в раствор слабого электролита другого электролита, который способен связать один из ионов слабого электролита в более прочное соединение равновесие реакции диссоциации смещается вправо.

Добавление HCl (появляется избыток ионов H+) смещает равновесие влево (степень диссоциации уменьшается).

Добавление CH3COONa (появляется избыток ионов CH3COO -) смещает равновесие влево (степень диссоциации уменьшается).

Добавление NaOH (происходит связывание ионов Н+ и ОН-) смещает равновесие вправо (степень диссоциации увеличивается).

28)ионное произведение воды.водородный показатель рню понятие о буферных растворах.рН раствора

Вода обладает амфотерными свойствами и способностью к автопротолизу в соответствии с реакцией: Н2О + Н2О = Н3О+ + ОН - В соответствии с уравнением, концентрации [H3O+] и [OH-] равны. Концентрация [H3O+] соответствует концентрации [H+]. Практическое применение имеет не само значение концентрации ионов водорода, а ее отрицательный десятичный логарифм, имеющий обозначение

рН:-lg[H+]=pH.

Также пользуются значением отрицательного логарифма концентрации гидроксид-ионов

38-lg[OH-]=pOH.

Для разбавленных водных растворов любых веществ при 22 0С

рН + рОН = 14.

В чистой воде при 22 0С рН = 7, соответственно [H+] = [OH-] = 10-7, в кислых растворах рН < 7, соответственно [H+] > [OH-], в щелочных растворах рН > 7, соответственно [H+] < [OH-].

30)гетерогенное равновесие в растворах. Произведение растворимости(пр)

Гетерогенными называются процессы, происходящие на поверхности раздела соприкасающихся фаз. К таким процессам можно отнести реакции горения топлива, окисления металлов кислородом воздуха, процессы разложения вещества при электролизе, а также многие физические процессы: растворение газов и твёрдых тел в жидкостях, кристаллизация чистых жидкостей и растворов и др.

В системах из одного компонента гетерогенные процессы сводятся к переходу его из одной фазы в другую без изменения химического состава фаз. Сюда относятся процессы плавления, испарения, возгонки и противоположные им процессы кристаллизации и конденсации. Все эти процессы взаимно обратимы, и в действительности переходы отдельных молекул (или ионов) происходят всегда в ту или в другую сторону.

В системах из двух и более компонентов взаимодействие на поверхности раздела фаз приводит к возникновению различия в составах поверхностного и внутреннего слоёв данной фазы.

Скорость гетерогенных процессов зависит от размеров и состояния поверхности раздела фаз, а также от скорости их относительного движения. Как правило, гетерогенные процессы протекают в несколько стадий. Кроме основного процесса, протекающего на поверхности раздела фаз, обязательно протекают стадии подвода к этой поверхности исходных веществ и отвода от неё продуктов реакции. Так как эти стадии протекают последовательно, скорость суммарного процесса определяется наиболее медленной стадией.

31)направленные ионообменные реакции в растворах электролитов.

Ионообменными реакциями называются химические реакции, протекающие в растворах электролитов с участием противоположно заряженных ионов или ионов и молекул слабых электролитов, при которых не происходит изменения степеней окисления атомов в реагирующих частицах.

Для описания таких реакций кроме обычных химических уравнений используют ионные или ионно-молекулярные уравнения, при записи которых необходимо учитывать силу и его растворимость. Химические формулы сильных и растворимых электролитов (оба признака должны быть в наличии одновременно) записывают в виде суммы соответствующих ионов.

Нерастворимые или слабые электролиты, а также вещества, выделяющиеся в виде газов записывают в молекулярной форме. Возможность протекания химических реакций, а так же полнота превращения исходных веществ в продукты реакции зависит от силы электролитов и их растворимости. рассмотрим три основных случая.

1) Ионообменная реакция идет практически необратимо и исходные вещества полностью превращаются в продукты реакции.

Практически необратимо ионообменные реакции идут если происходит связывание ионов в осадок, а также в молекулы слабодиссоциирующих или газообразных веществ.Например:

а) Pb(NO3)2 + 2NaCl = PbCl2↓ + 2NaNO3 (образование осадка PbCl2);

б) CH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl (образуется слабый электролит CH3COOH);

в) 2HCl +Na2S = 2NaCl +H2S↑ (образуется газообразное вещество H2S).

Нередко происходит связывание ионов сильных электролитов в несколько соединений:

Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4 + H2O.

2) Ионообменные реакции являются обратимыми, если и среди исходных веществ и среди продуктов реакции есть плохо растворимые или слабые электролиты. В этих случаях в реакционной системе устанавливается равновесие, самопроизвольно смещенное в сторону образования более слабых и менее растворимых электролитов:2CH3COOH + Na2CO3  2CH3COONa + CO2↑ +H2O.H2CO3 более слабая чем CH3COOH и неустойчива, поэтому равновесие смещается вправо, т.к. выделяется CO2.

3) Реакция между электролитами в растворе не происходит, если среди возможных продуктов ионного обмена нет нерастворимых или слабых электролитов. В этом случае в растворе существует смесь ионов, между которыми нет химического взаимодействия. Например при взаимодействии раствора HCl и раствора NaNO3 получается раствор, содержащий смесь ионов H+, Na+, Cl-, NO3-.

36)ОВР. Степень окисления. Окислители и восстановители.понятие о сопряженных окис-вост парах

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это такие химические реакции, в которых происходит передача электронов от одних частиц (атомов, молекул, ионов) к другим, в результате чего степень окисления атомов, входящих в состав этих частиц, изменяется.

Наличие атомов, у которых в ходе реакции изменяется степень окисления - характерный признак

ОВР.

Степень окисления (СО) – формальный заряд, который можно приписать атому, входящему в состав какой-либо частицы (молекулы, иона), исходя из предположения о чисто ионном характере связи в данной частице (частица состоит из ионизированных атомов).

Правила расчета степени окисления (СО)

1. Сумма СО всех атомов в частице равна заряду этой частицы (в простых веществах СО всех атомов равна 0).

2. В соединениях с ионным и ковалентно-полярным характером связи более электроотрицательным атомам соответствует более низкая СО. В бинарных ионных соединениях, атомы неметалла, как правило, проявляют минимальные СО.

3. Постоянную степень окисления имеют атомы: щелочных металлов (+1), щелочноземельных металлов (+2), водорода (+1) (кроме гидридов NaH, CaH2 и др., где степень

окисления водорода -1), кислорода (-2) (кроме F2

-1O+2 и пероксидов, содержащих группу –O–O–, в которой степень окисления кислорода -1). Например, в CaO2: СО(Сa)= +2, СО(О)= -1.

Степени окисления атомов в простых веществах равны нулю (Na0; H20).

4. Максимальная СО равна номеру группы (для короткопериодного варианта периодической таблицы элементов Д.И. Менделеева), за исключением ряда элементов, входящих

в VIIIБ и IБ-подгруппы, и некоторых f-элементов. Минимальная СО неметаллов = Nгр-8. Например

P+5 и P-3, S+6и S-2.

Окислитель (Ox) – частица, которая в ходе ОВР приобретает электроны.

Восстановитель (Red) – частица, которая в ходе ОВР отдаёт электроны.

Восстановление – процесс, в ходе которого окислитель приобретает электроны и переходит в сопряжённую восстановленную форму.

При восстановлении степень окисления понижается:

43Mn+4 + 2ē → Mn+2; S0 + 2ē → S-2; Cr+6 +3ē → Cr+3;Cl20 +2ē → 2Cl-; O20 + 4ē → 2O-2.

Окисление – процесс, в ходе которого восстановитель отдаёт электроны и переходит в сопряжённую окисленную форму.

При окислении степень окисления повышается:

H20 - 2ē → 2H+; S-2 - 2ē → S0; Al0 - 3ē → Al+3;Fe+2 - ē → Fe+3; 2Br - - 2ē → Br20.

Условная форма записи ОВР:

Cu2+ + 2e = Cu0

Zn0 – 2e = Zn2+

Cu2+ + Zn0 = Zn2+ + Cu0

5.2 Классификация окислительно-восстановительных реакций

1) Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции

Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах; обмен электронами в этих реакциях происходит между различными атомами или молекулами:

S0 + O20 → S+4O2-2S - восстановитель; O2 - окислитель

2) Внутримолекулярные окислительно- восстановительные реакции

Во внутримолекулярных реакциях окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле. Внутримолекулярные реакции протекают, как правило, при термическом разложении веществ, содержащих окислитель и восстановитель.

2KCl+5O3-2 → 2KCl-1 + 3O20Cl+5 - окислитель; О-2 – восстановитель

3) Диспропорционирование - окислительно-восстановительная реакция, в которой один элемент одновременно повышает и понижает степень окисления.

Cl20 + 2KOH → KCl+1O + KCl-1 + H2O

37)составление уравнение ОВР.метод электронного баланса и полуреакций

5.3 Метод электронного баланса

Уравнивание ОВР основано на записи полуреакций окисления и восстановления.

Алгоритм метода:

1. Найти атомы, у которых изменяется СО, и составить схему полуреакций окисления и восстановления с участием этих атомов.

2. Уравнять каждую полуреакцию, добиваясь:  материального баланса (равенства числа атомов каждого элемента в правой и левой частях уравнения)  баланса по зарядам (равенства суммарных зарядов в правой и левой частях уравнения реакции). Для этого к левой части полуреакции добавляют или вычитают из неё необходимое количество электронов.

3. Умножить каждую полуреакцию на коэффициенты:  учитывающие стехиометрию реагирующих (образующихся) молекул (численное отношение между атомами в полуреакциях должно соответствовать стехиометрии молекул)  для достижения электронного баланса: сумма отданных электронов должна быть равна сумме принятых электронов.

4. Сложить полуреакции (при этом Σe = 0).

5. Проверить материальный баланс.

Пример.

MnS + O2 = Mn3O4 + SO2

1), 2) Mn+2 –2/3 e → Mn+8/3

(умножить на 3, т.к. образуется молекула Mn3O4)

S-2 – 6e → S+4

(умножить на 3, т.к. число атомов Mn и S в MnS равны)

O0 + 2e → O-2

(умножить на 2, т.к. образуется молекула О2)442), 3) 3Mn+2 –2e → 3Mn+8/3

(умножить на 1 полуреакции окисления)

3S-2 – 18e → 3S+4О20 + 4e → 2O-2

(умножить на 5 полуреакция восстановления)

4), 5) (3Mn+2 + 3S-2) – 20e = 3Mn+8/3 + 3S+4 (сложить полуреакции)

5О20 + 20e = 10O-2 -------------------------------------------------3MnS + 5O2 = Mn3O4 +3SO2

38) влияние различных факторов на напрвление ОВР

5.4 Направленность окислительно-восстановительных реакций в растворах….Одна из ключевых задач химии – предсказание направления и глубины протекания химической реакции. В случае ОВР имеется удобная возможность экспериментального определения как максимальной полезной электрохимической работы при постоянных давлении (р) и температуре (Т):. Знак “-“ перед Аэ/х соответствует термодинамической системе знаков. Он означает, что система совершает работу Аэ/х над окружающей средой. Неравенству соответствует протекание неравновесного и необратимого процесса, равенство выполняется для обратимых равновесных окислительно-восстановительных процессов, в которых отсутствуют другие виды работ (кроме работы расширения р∆V):

Действительно, характерная особенность ОВР, отличающая этот вид химических реакций от других, состоит в том, что процессы окисления и восстановления можно пространственно разделить, если проводить реакцию в электрохимической цепи. При этом удаётся осуществить перенос электронов через металлический проводник и измерить величину, непосредственно связанную с, а именно электродвижущую силу (ЭДС).

Рассмотрим устройство и работу электрохимической цепи на примере элемента Даниэля (рис.1). Он состоит из цинкового электрода, погруженного в раствор сульфата цинка, и медного электрода, погруженного в раствор сульфата меди. Электроды соединены металлическим проводником, а растворы – солевым мостиком. Солевой мостик – это трубка, заполненная концентрированным раствором электролита с равными или близкими подвижностями анионов и катионов (например, КCl). Один конец трубки погружён в раствор ZnSO4, другой – CuSO4. При погружении металлического проводника в раствор, содержащий катионы того же самого металла, устанавливается динамическое равновесие между катионами Мn+, находящимися в растворе, и атомами М на поверхности электрода:

Мn+ + ne = М.

Часть атомов М в виде катионов Мn+ переходит в раствор, в тоже время катионы Мn+ могут восстанавливаться на поверхности электрода. Если преобладает прямая реакция, то пластина заряжается положительно, а раствор вблизи электрода отрицательно. Если преимущественно идёт обратная реакция, то пластина заряжается отрицательно, а раствор вблизи электрода – положительно. В любом случае в результате пространственного разделения зарядов противоположного знака на границе электрод – раствор образуется разность потенциалов - двойной электрический слой. Величина электрического потенциала электрода называется электродным потенциалом (обозначение или). Она зависит от температуры, природы металла, состава раствора и концентрации катионов Mn+. Чем активнее металл, тем ниже его электродный потенциал, в частности. Для того, чтобы в электрохимической цепи протекала окислительно-восстановительная реакция, необходимо, чтобы электроды были соединены проводником, а растворы - солевым мостиком. В этом случае электроны перемещаются от электрода с меньшим потенциалом (Zn) к электроду с большим потенциалом (Cu).

CuSO4 + Zn → Cu + ZnSO4.

Элемент Даниэля.

Если ОВР в электрохимической цепи протекает самопроизвольно, то такая цепь называется гальваническим элементом. Гальванические элементы находят применение в качестве химических источников тока. Если ОВР идёт под внешним воздействием в направлении, противоположном самопроизвольному, то такая электрохимическая цепь называется электролитической ячейкой. В ней протекает электролиз. Действительно, если к элементу Даниэля подключить внешний источник тока и подать на Сu- и Zn-электроды достаточно большие положительный и отрицательный потенциалы, соответственно, то на электродах будут протекать процессы, противоположные самопроизвольным:

Cu0 – 2e = Cu2+ (анод, окисление)

Zn2+ +2e = Zn0 (катод, восстановление)

Cu0 + Zn2+ = Cu2+ + Zn0