Аттестационная работа по химии

При электролитической диссоциации разрываются обычно лишь наиболее полярные связи молекул, например карбоновые кислоты RCOOH диссоциируют на  и Н+, электролитической диссоциации могут подвергаться молекулы некоторых растворителей, например воды.

Основными причинами электролитической диссоциации являются, с одной стороны, взаимодействие растворенного вещества с растворителем, которое приводит к сольватации ионов, а с другой стороны - значительное ослабление электростатических взаимодействий между сольватированными ионами в среде, обусловленное ее электростатическим полем (диэлектрической проницаемостью растворителя).

Мерой электролитической диссоциации является степень диссоциации - отношение кол-ва диссоциированных на ионы молекул электролита к их исходному количеству в растворе. Согласно этому определению,  изменяется от 0 (отсутствие диссоциации) до 1 (полная диссоциация) и зависит от природы растворенного вещества и растворителя, а также от концентрации раствора и температуры.

Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда.

Слабый эл-т  AB = A++B-

c – исходная концентрация AB, a - степень диссоциации.

[A+] = [B-] = aC   [AB] = C - aC      a<<1

Kp = [A+][B-] / [AB]

Kd = a2C2 / C(1-a) = a2C2 / C =a2C – константа диссоциации 

a =(Kd / C)1/2 – закон разбавления Оствальда

Константа диссоциации имеет смысл для слабых электролитов

Диссоциация кислот идет с образованием катиона водорода и анионов кислотного остатка:

НСl<=> Н+ + Сl-.

H2S04 <=>2H+ + SOI-

При диссоциации оснований образуются катионы металла и общие для всех оснований анионы гидраксила ОН-:

K0H<=>K+ + OH-

Са(ОН)2 <=>Са2 + 2OH-.

При растворении кислых солей в растворе образуются катионы металла и сложные ионы кислотного остатка, которые в свою очередь подвергаются диссоциации с образованием ионов Н+:

NaHS03 <=>Na+ + HSO3-

HS03"<=>H+ + SO32-

При диссоциации основных солей образуются анионы кислоты и сложные катионы, состоящие из металла и гидроксильной группы. Эти сложные ионы также подвергаются диссоциации:

ZnOHCl<=>(ZnOH)++Сl-.

(ZnOH)+<=>Zn2+ + OH-

 

17. Реакции  в растворах электролитов.

Электролиты – это вещества, растворы которых обладают ионной проводимостью.

Поскольку электролиты в растворах образуют ионы, то для отражения сущности реакций часто используют так называемые ионные уравнения реакций. Написанием ионных уравнений подчёркивается тот факт, что, согласно теории диссоциации, в растворах происходят реакции не между молекулами, а между ионами.

С точки зрения теории диссоциации при реакциях между ионами в растворах электролитов возможны два исхода:

1.      Образующиеся вещества – сильные  электролиты, хорошо растворимые  в воде и полностью диссоциирующие на ионы.

2.      Одно (или несколько) из образующихся  веществ – газ, осадок или слабый  электролит (хорошо растворимый  в воде).

Например, можно рассмотреть две реакции:

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2,       (1)

2Al + 2KOH + 6H2O = 2K[Al(OH)4] + 3H2.          (2)

В ионной форме уравнения запишутся следующим образом:

2Al + 2Na+ + 2OH- + 6 H2O = 2Na+ + 2[Al(OH)4]- + 3H2,            (3)

2Al + 2K+ + 2OH- + 6 H2O = 2K+ + 2[Al(OH)4]- + 3H2,                (4)

В данном случае алюминий не является электролитом, а молекула воды записывается в недиссоциированной форме потому, что является очень слабым электролитом. Неполярные молекулы водорода практически нерастворимы в воде и удаляются из сферы реакции. Одинаковые ионы в обеих частях уравнений можно сократить, и тогда эти уравнения преобразуются в одно сокращённое ионное уравнение взаимодействия алюминия с щелочами:

2Al + 2OH- + 6H2O = 2[Al(OH)4]- + 3H2.               (5)

Очевидно, что при взаимодействии алюминия с любой щелочью реакция будет описываться уравнением (5). Следовательно, ионное уравнение, в отличие от молекулярного, относится не к одной какой-нибудь реакции между конкретными веществами, а к целой группе аналогичных реакций. В этом его большая практическая ценность и значение, например благодаря этому широко используются качественные реакции на различные ионы.

Реакции между ионами в растворах электролитов идут практически до конца в сторону образования осадков, газов и слабых электролитов.

Следовательно, реакции идут с образованием веществ с меньшей концентрацией ионов в растворе в соответствии с законом действующих масс. Скорость прямой реакции пропорциональна произведению концентраций ионов реагирующих компонентов, а скорость обратной реакции пропорциональна произведению концентраций ионов продуктов. Но при образовании газов, осадков и слабых электролитов ионы связываются (уходят из раствора) и скорость обратной реакции уменьшается.

 

Ряд стандартных окислит.-восст. (восст.) потенциалов.

Для любого равновесного процесса ок-я, восст-я (электохим системы) можно измерить значение стандартного окислит.-восст. потенциала, кот. представляет собой разность между потенциалом восстановленной формы в-ва и потенциала его окисленной формы. Эти значения расположены в ряд стандартных окислит.-восст. потенциалов. Частным случаем явл. ряд электродных потенциалов.(см. таблицу эл. потенциалов)

Чем меньше (т. е. более отрицит.) значение окислит.-восст. потенциала, тем лучшими восст-ными св-вами обладают восстановленные формы электрохим. систем (Li0 – восст. форма лития, из всех приведенных в-в он самый сильный восст-ль, сопряженная ему окисленная форма Li+ на столько слабый ок-ль, что в природе нет в-ва способного его восстановить). По мере возрастания  окислит.-восст. потенциала восстановительная активность восстановленных форм падает, т. е. K0 обладает менее выраженными восст-ными св-вами, нежели Li0, окислительная активность возрастает, т. е. чем > значение окислит.-восст. потенциала, тем лучшими окислит.-восст. св-вами обладают окисленные формы электрохим. систем. F2(окисл. Форма F) – это самый сильный ок-ль.

Критерий направленности окислит.-восст. процессов.

Ряд стандартных окислит.-восст. потенциалов позволяет установить в каком направлении будет самопроизвольно протекать окислит.-восст. реакция.

Окислит.-восст. реакция может самопроизвольно протекать в любом направлении, при кот. электрохим. система с более высоким значением электродного потенциала выступает  качестве окислителя, т. е. восстанавливается.

Известно, что электроны самипроизвольно переходят от в-ля к ок-лю.

Rex ® Ox     Rex(восст. форма)     Ox(окисл. форма)      E2<E1     rE=E1-E2     

rE=EВ-ЛЯ-EО-ЛЯ

E1- потенциал такого процесса, в кот. окислит. форма явл. ок-лем (процесс восст-я).

E2 – потенциал той системы, в кот. восст. форма явл. восст-лем (процесс ок-я).

При стандартных условиях критерием явл. rE0>0

 

 

21. Электрохимическая система - система:

- состоящая  из двух электродов и находящегося  с ними в контакте проводника  второго рода (электролита);

- в которой могут протекать как минимум одна электрохимическая реакция окисления и одна электрохимическая реакция восстановления вещества.

 

ЭДС = Е0окисл. – Е0восст.;              Сисх./ Спрод .= 1/К

 

В состоянии равновесия активности реагентов и продуктов приобретут равные значения и ЭДС станет равной нулю, а выражение под знаком логарифма 1/К, тогда ln1/K = ln1 - lnK; ln1=0

 

O = ΔE0+(R · T/  n· F)  ·   ln

ΔЕ0- (R · T/n · F) · lnK

или     +n ∙ F   ·  Δ E0  = RT · lnK

 

- n· F  · ΔE0    =  Δ  G

В соответствии со II законом термодинамики самопроизвольно протекают только процессы имеющие     Δ G<0, то реакция ОВР идет слева направо, только если ЭДС>0.

ΔGp =  -RT· lnK = -nF· ΔE0

 

 

Если взаимодействует сильный окислитель с сильным восстановителем, то происходит односторонний процесс.