A víz disszociációja. PH érték
A tiszta víz, bár gyengén (az elektrolit oldatokhoz képest), képes vezetni az elektromos áramot. Ezt a vízmolekula azon képessége okozza, hogy két ionra bomlik (disszociálódik), amelyek tiszta vízben elektromos áram vezetői (a továbbiakban a disszociáció elektrolitikus disszociációt - ionokra bomlást jelent): H 2 O ↔ H + + OH -
Körülbelül 556 000 000 nem disszociált vízmolekula esetében csak 1 molekula disszociál, de ez 60 000 000 000 disszociált molekula 1 mm3-ben. A disszociáció reverzibilis, azaz a H + és OH - ionok ismét vízmolekulát alkothatnak. Ennek eredményeként dinamikus egyensúly jön létre, amelyben a bomlott molekulák száma megegyezik a képződött H + és OH - ionok számával. Más szóval, mindkét folyamat sebessége egyenlő lesz. Esetünkben a kémiai reakció sebességének egyenlete a következőképpen írható fel:
υ 1 = κ 1 (a víz disszociációjához)
υ 2 = κ 2 (fordított eljáráshoz)
ahol υ a reakciósebesség; κ a reakciósebesség állandó (a reagensek természetétől és a hőmérséklettől függően); és - koncentrációk (mol/l).
Egyensúlyi állapotban υ 1 = υ 2, tehát: κ 1 = κ 2
Mivel egy bizonyos hőmérsékleten a víz ionos szorzatának (K, ) kiszámításához használt mennyiségek állandóak, a víz ionos szorzatának értéke is állandó. És mivel egy vízmolekula disszociációja ugyanannyi és iont termel, kiderül, hogy a tiszta víz esetében a és koncentráció 10 -7 mol/l lesz. A víz ionos termékének állandóságából az következik, hogy ha a H + ionok száma nagyobb, akkor a HO - ionok száma csökken. Például, ha erős savat HCl-t adunk a tiszta vízhez, az erős elektrolitként teljesen H +-ra és Cl--re disszociál, ennek eredményeként a H + -ionok koncentrációja meredeken megnő, és ez a disszociációval ellentétes folyamat sebességének növekedése, mivel az a H + és az OH - ionok koncentrációjától függ: υ 2 = κ 2
A disszociációval ellentétes felgyorsult folyamat során a HO - ionok koncentrációja az új egyensúlynak megfelelő értékre csökken, amelynél olyan kevés lesz belőlük, hogy a víz disszociációs sebessége és a fordított folyamat ismét egyenlő lesz. Ha a kapott HCl-oldat koncentrációja 0,1 mol/l, akkor az egyensúlyi koncentráció a következő lesz: = 10 -14 /0,1 = 10 -13 mol/l
A víz ionos terméké a H + hidrogénionok és az OH − hidroxilionok vízben vagy vizes oldatokban való koncentrációjának szorzata, a víz autoprotolízis állandója.
A víz, bár gyenge elektrolit, kis mértékben disszociál:
Ennek a reakciónak az egyensúlya erősen balra tolódik. A víz disszociációs állandója a következő képlettel számítható ki:
· - hidroniumionok (protonok) koncentrációja;
· - hidroxidionok koncentrációja;
· - a víz koncentrációja (molekuláris formában) a vízben;
A víz koncentrációja a vízben, figyelembe véve annak alacsony disszociációs fokát, gyakorlatilag állandó és (1000 g/l)/(18 g/mol) = 55,56 mol/l.
25 °C-on a víz disszociációs állandója 1,8 10 −16 mol/l. Az (1) egyenlet átírható a következőképpen:
A K in állandót, amely megegyezik a protonok és a hidroxidionok koncentrációjának szorzatával, a víz ionos termékének nevezzük.. Nem csak a tiszta víz, hanem az anyagok híg vizes oldatai esetében is állandó. A hőmérséklet növekedésével a víz disszociációja növekszik, ezért a Kv is nő, a hőmérséklet csökkenésével - fordítva. A víz ionos termékének gyakorlati jelentősége nagy, hiszen lehetővé teszi bármely oldat ismert savasságával (lúgosságával) (vagyis ismert koncentrációnál vagy ), hogy megtaláljuk a megfelelő koncentrációt ill. Bár a legtöbb esetben a bemutatás megkönnyítése érdekében nem a koncentrációk abszolút értékét használják, hanem az ellenkező előjellel vett decimális logaritmusukat - a hidrogén indexet (pH) és a hidroxil indexet (pOH).
Mivel Kb egy állandó, ha savat (H + ionokat) adunk az oldathoz, az OH − hidroxidionok koncentrációja csökkenni fog, és fordítva. Semleges környezetben = = mol/l. 10 −7 mol/l-nél nagyobb koncentrációnál (illetve a koncentráció< 10 −7 моль/л) среда будет savanyú; 10 −7 mol/l-nél nagyobb koncentrációnál (illetve a koncentráció< 10 −7 моль/л) - lúgos.
27. Pufferoldatok: összetételük, tulajdonságaik, hatásmechanizmusuk. Puffer kapacitás
Pufferoldatok- ezek pufferrendszereket tartalmazó megoldások. A pufferrendszerek olyan keverékek, amelyek meghatározott mennyiségi arányban tartalmazzák a gyenge savakat és ezek sóit erős bázisokkal vagy gyenge bázisokkal, valamint erős savakkal képzett sóikat. Az ilyen oldatokban a H+-ionok stabil koncentrációja van, ha semleges oldószerrel (vízzel) hígítják, és bizonyos mennyiségű erős savat vagy bázist adnak hozzájuk.
Pufferoldatok találhatók a világ óceánjainak vizeiben, talajoldatokban és élő szervezetekben. Ezek a rendszerek olyan szabályozók funkcióit látják el, amelyek a környezet aktív reakcióját fenntartják egy bizonyos értéken, amely szükséges a metabolikus reakciók sikeres lezajlásához. A pufferoldatokat savas és bázikus oldatokra osztják. Az előbbire példa az acetát pufferrendszer, az utóbbira pedig az ammónium pufferrendszer. Vannak természetes és mesterséges pufferoldatok. Természetes pufferoldat a vér, amely bikarbonátot, foszfátot, fehérjét, hemoglobint és savas pufferrendszereket tartalmaz. Mesterséges pufferoldat lehet CH3COOH-ból álló acetát puffer.
Tekintsük a pufferrendszerek belső összetételének és hatásmechanizmusának jellemzőit egy acetát pufferrendszer példáján: acetátsav/nátrium-acetát. Vizes környezetben a pufferrendszer komponensei elektrolitikus disszociáción mennek keresztül. A nátrium-acetát, mint egy gyenge sav és egy erős bázis sója, teljesen disszociál ionokká. Az anionok jelenléte egy ilyen pufferelegyben a só koncentrációjától és disszociációjának mértékétől függ. A pufferrendszerben a H+ ionok koncentrációja egyenesen arányos a benne lévő sav koncentrációjával és fordítottan arányos ennek a savnak a benne lévő sótartalmával.
Így a H+ ionok koncentrációja a fő pufferben egyenesen arányos a benne lévő só koncentrációjával és fordítottan arányos a bázis koncentrációjával.
Például több pH-értékű acetát puffert kell készíteni. Először készítsen 5 M acetátsav- és nátrium-acetát-oldatot. Az első oldat elkészítéséhez vegyen be 50 ml-t minden komponensből. A képlet alapján határozza meg a H+ ionok koncentrációját a kapott oldatban.
A következő pufferoldathoz vegyen 80 ml savas oldatot és 20 ml korábban elkészített sóoldatot. Számos recept létezik a kémiai elemzésben és a laboratóriumi gyakorlatban használt különféle pufferoldatokhoz.
A pufferoldatokat bizonyos tulajdonságok jellemzik. Ezek mindenekelőtt magukban foglalják a pufferelést - a H+-ionok állandó koncentrációjának fenntartását, amikor egy pufferoldathoz bizonyos mennyiségű erős savat vagy erős bázist adnak. Például, ha kis mennyiségű kloridsavat adunk az acetát pufferhez, a pH nem tolódik el a savas oldalra, mivel a kloridsav cserebomlási reakción megy keresztül a gyenge sav sójával. A reakció eredményeként egy erős sav, amely a pH-t a savas oldalra tudja tolni, egy gyenge savra és egy semleges sóra lép fel. A gyenge elektrolit oldat disszociációs foka a koncentráció növekedésével csökken, nullára hajlik, és nem következik be pH-eltolódás.
Pufferoldat kapacitása(angolról puffer- lengéscsillapító, angol barnássárga- lökések lágyítása) - a pufferoldat pH-értékének pontosan 1-gyel történő megváltoztatásához szükséges sav vagy bázis mennyisége.
Pufferkeverék, pufferoldat, pufferrendszer- anyagok kombinációja, állandó pH-t fenntartó rendszer.
Víz- gyenge amfoter elektrolit.
A víz ionizációjának egyenlete a H + hidrogénionok hidratációját figyelembe véve a következő:
A H + ionok hidratációjának figyelembe vétele nélkül a vízdisszociációs egyenlet a következőképpen alakul:
Amint a második egyenletből látható, a H + hidrogénionok és az OH - hidroxidionok koncentrációja vízben megegyezik. 25 o C-on [H + ] = [OH - ] = 10-7 mol/l.
A hidrogénionok és a hidroxidionok koncentrációjának szorzatát ún a víz ionos terméke(KH2O).
K H 2 O = ∙
A K H 2 O állandó érték, és 25 o C hőmérsékleten
K H 2 O = 10 -7 ∙ 10 -7 = 10 -14
Az elektrolitok híg vizes oldatában, akárcsak a vízben, a H + hidrogénionok és az OH - hidroxidionok koncentrációjának szorzata egy adott hőmérsékleten állandó érték. A víz ionos terméke lehetővé teszi bármely vizes oldat számára az OH hidroxidionok koncentrációjának kiszámítását - ha a hidrogénionok H + koncentrációja ismert, és fordítva.
Bármely vizes oldat környezete a hidrogénionok H + vagy hidroxidionok OH - koncentrációjával jellemezhető.
A vizes oldatokban háromféle közeg létezik: semleges, lúgos és savas.
Semleges környezet olyan közeg, amelyben a hidrogénionok koncentrációja megegyezik a hidroxidionok koncentrációjával:
[H+] = = 10-7 mol/l
Savas környezet olyan közeg, amelyben a hidrogénionok koncentrációja nagyobb, mint a hidroxidionok koncentrációja:
[H+] > [OH-], > 10-7 mol/l
Lúgos környezet olyan közeg, amelyben a hidrogénionok koncentrációja kisebb, mint a hidroxidionok koncentrációja:
< , < 10 -7 моль/л
Az oldatkörnyezet jellemzésére célszerű az ún. pH-értéket (pH) használni.
PH érték a hidrogénionok koncentrációjának negatív decimális logaritmusának nevezzük: pH = -log.
Például, ha = 10 -3 mol/l, akkor pH = 3, az oldat közeg savas; ha [H + ] = 10 -12 mol/l, akkor pH = 12, az oldat közeg lúgos: 
A pH 7-nél kisebb, annál savasabb az oldat. A pH 7-nél nagyobb, annál nagyobb az oldat lúgossága.
A H + ionok koncentrációja, a pH érték és az oldat környezete közötti összefüggést az alábbi diagram mutatja:
A pH mérésére többféle módszer létezik. Minőségileg az elektrolitok vizes oldatainak közegének jellegét indikátorok segítségével határozzák meg.
Mutatók Olyan anyagok, amelyek reverzibilisen megváltoztatják színüket az oldat környezetétől, azaz az oldat pH-jától függően.
A gyakorlatban mutatókat használnak lakmusz, metilnarancs (metilnarancs) és fenolftalein. Színüket kis pH-tartományban változtatják: lakmusz - 5,0 és 8,0 közötti pH-tartományban; metilnarancs - 3,1-4,4 és fenolftalein - 8,2-10,0.
Az indikátorok színének változása a diagramon látható: 
Az árnyékolt területek az indikátor színének változási tartományát mutatják.
A fenti indikátorokon kívül egy univerzális indikátort is használnak, amellyel 0-tól 14-ig széles tartományban hozzávetőlegesen meg lehet határozni a pH-t.
A pH-értéknek nagy jelentősége van a kémiai és biológiai folyamatokban, hiszen a környezet jellegétől függően ezek a folyamatok eltérő sebességgel és különböző irányban játszódnak le.
Ezért az oldatok pH-értékének meghatározása nagyon fontos az orvostudományban, a tudományban, a technológiában és a mezőgazdaságban. A vér vagy a gyomornedv pH-értékének megváltoztatása diagnosztikai vizsgálat az orvostudományban. A pH eltérése a normál értékektől akár 0,01 egységgel is kóros folyamatokat jelez a szervezetben. A H + hidrogénionok koncentrációjának állandósága az élő szervezetek belső környezetének egyik fontos állandója.
Így normál savasság mellett a gyomornedv pH-ja 1,7; Az emberi vér pH-ja 7,4; nyál - 6,9. Mindegyik enzim egy bizonyos pH-értéken működik: vérkataláz pH 7-nél gyomornedv pepszin - 1,5-2 pH-n; stb.
A tiszta víz, bár gyengén (az elektrolit oldatokhoz képest), képes vezetni az elektromos áramot. Ezt a vízmolekula azon képessége okozza, hogy két ionra bomlik (disszociálódik), amelyek tiszta vízben elektromos áram vezetői (a disszociáció az alábbiakban elektrolitikus disszociációt - ionokká való szétesést jelent):
H 2 O ↔ H + + OH -
Körülbelül 556 000 000 nem disszociált vízmolekula esetében csak 1 molekula disszociál, de ez 60 000 000 000 disszociált molekula 1 mm3-ben. A disszociáció reverzibilis, azaz a H + és OH - ionok ismét vízmolekulát alkothatnak. Végül megjön dinamikus egyensúly, amelyben a bomlott molekulák száma megegyezik a képződött H + és OH - ionok számával. Más szóval, mindkét folyamat sebessége egyenlő lesz. Esetünkben a kémiai reakció sebességének egyenlete a következőképpen írható fel:
υ 1 = κ 1 (a víz disszociációjához)
υ 2 = κ 2 (fordított eljáráshoz)
Ahol υ - gyors reakció; κ - reakciósebesség-állandó (a reagensek természetétől és a hőmérséklettől függően); , És - koncentráció (mol/l).
Egyensúlyi állapotban υ 1 = υ 2, ennélfogva:
κ 1 = κ 2
Végezzünk néhány egyszerű számolást, és kapjuk meg:
κ 1 /κ 2 = /
κ 1 /κ 2 = K
K- egyensúlyi állandó, esetünkben disszociációs állandó, amely az anyagok hőmérsékletétől és természetétől függ, és nem függ a koncentrációktól (valamint κ 1 és κ 2). K víznél 1,8 10 -16 25 °C-on (referenciaérték).
A disszociált molekulák nagyon kis száma miatt a koncentráció egyenlőnek tekinthető a víz összkoncentrációjával, és a híg oldatokban lévő víz összkoncentrációjával állandó értékként:
= 1000 (g/l)/18 (g/mol) = 55,6 mol/l.
Csere κ 1 / κ 2 tovább Kés az érték felhasználásával , meghatározzuk, hogy a koncentrációk szorzata mivel egyenlő És amit úgy hívnak - a víz ionos terméke:
K = /55,6 mol/l
1,8 10 -16 55,6 mol/l =
10 -14 =
Mivel egy bizonyos hőmérsékleten a víz ionos termékének kiszámításához használt mennyiségek ( K, ) állandó, a víz ionos szorzatának értéke mindig ugyanaz. És mivel egy vízmolekula disszociációja ugyanannyi iont termel És , kiderül, hogy a tiszta víz esetében a koncentráció És egyenlő lesz 10 -7 mol/l. A víz ionos termékének állandóságából az következik, hogy ha a H + ionok száma nagyobb, akkor a HO - ionok száma csökken. Például, ha erős savat HCl-t adunk a tiszta vízhez, az erős elektrolitként teljesen H +-ra és Cl--re disszociál, ennek eredményeként a H + -ionok koncentrációja meredeken megnő, és ez a disszociációval ellentétes folyamat sebességének növekedése, mivel az a H+ és OH- ionok koncentrációjától függ:
υ 2 = κ 2
A disszociációval ellentétes felgyorsult folyamat során a HO - ionok koncentrációja az új egyensúlynak megfelelő értékre csökken, amelynél olyan kevés lesz belőlük, hogy a víz disszociációs sebessége és a fordított folyamat ismét egyenlő lesz. Ha a kapott HCl-oldat koncentrációja 0,1 mol/l, akkor az egyensúlyi koncentráció egyenlő lesz:
= 10-14/0,1 = 10-13 mol/l
Erős bázis NaOH hozzáadásakor az eltolódás a H + koncentráció csökkenése felé irányul.
Munka vége -
Ez a téma a következő részhez tartozik:
A különböző l értékű pályák elektronfelhői eltérő konfigurációjúak, az azonos l-vel rendelkezők pedig hasonló konfigurációval rendelkeznek
A modern kvantummechanikai elmélet azt állítja, hogy bármely elem atomja összetett szerkezetű, az atom pozitív része pozitív töltés. A kvantumelmélet arra utal, hogy az elektron energiáját csak akkor lehet fogadni, az n főkvantumszám tetszőleges értékű elektronja, az elektronfelhő korlátozott.
Ha további anyagra van szüksége ebben a témában, vagy nem találta meg, amit keresett, javasoljuk, hogy használja a munkaadatbázisunkban található keresést:
Mit csinálunk a kapott anyaggal:
Ha ez az anyag hasznos volt az Ön számára, elmentheti az oldalára a közösségi hálózatokon:
| Csipog |
Az összes téma ebben a részben:
Az atomok szerkezete és a Pauli-elv
A Pauli-elv különféle fizikai jelenségek magyarázatában segít. Az elv következménye az elektronhéjak jelenléte az atom szerkezetében, amelyekből viszont számos kémiai anyag következik.
A kémiai kötések alapvető típusai. Kovalens kötés. A vegyértékkötés módszerének alapelvei. Szigma és pikovalens kötések
Az atomok egymással egyesülve egyszerű és összetett anyagokat is alkothatnak. Ebben az esetben különféle típusú kémiai kötések képződnek: ionos, kovalens (nem poláris és poláris), fém
Sp hibridizáció
Akkor fordul elő, ha egy s- és egy p-pálya keveredik. Két ekvivalens sp-atomi pálya keletkezik, amelyek lineárisan 180 fokos szöget zárnak be, és az atommagtól különböző irányokba irányulnak.
A molekulák geometriai alakja és polaritása
Hibridizáció Geometriai forma A kötések közötti szög sp Lineáris 180° sp
Az ionos kötés, mint a kovalens kötés polarizációjának korlátozó esete. Ionok elektrosztatikus kölcsönhatása
Az ionos kötés egy nagyon erős kémiai kötés, amely atomok között képződik, nagy elektronegativitáskülönbséggel (>1,5 a Pauling-skálán), amelynél a megosztott elektronpár
Bázikus oxidok kémiai tulajdonságai
1. A vízoldható bázikus oxidok vízzel reagálva bázisokat képeznek: Na2O + H2O → 2NaOH. 2. Kölcsönhatásba lépnek savas oxidokkal, okozva
A savas oxidok kémiai tulajdonságai
1. Vízzel reagálva sav keletkezik: SO3 + H2O → H2SO4. De nem minden savas oxid reagál közvetlenül vízzel (SiO
Amfoter oxidok kémiai tulajdonságai
1. Reagál savakkal, sót és vizet képezve: ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O. 2. Reagáljon szilárd lúgokkal (az összeolvadás során), ami képződést eredményez
Indoklás. A bázisok kémiai tulajdonságai. Amfoter állapotok, savakkal és lúgokkal való kölcsönhatásuk reakciói
A bázis egy kémiai vegyület, amely képes kovalens kötést létrehozni egy protonnal (Brønsted bázis
Jellegzetes reakciók
Az amfoter oxidok reakcióba lépnek erős savakkal, és ezekből sót képeznek. Az ilyen reakciók az amfoter oxidok alapvető tulajdonságainak megnyilvánulásai, például: ZnO + H2SO4
Savak. Anoxikus és oxigénsavak. Savak tulajdonságai (kénsav, sósav, salétromsav)
A savak olyan összetett anyagok, amelyek molekulái helyettesíthető hidrogénatomokból és savas maradékokból állnak. A savmaradék negatív töltésű.
Kénsav
A kénsav A H2SO4 egy erős kétbázisú sav, amely megfelel a kén legmagasabb oxidációs állapotának (+6). Normál körülmények között tömény kénsav
Nitrátok
A salétromsav erős sav. Sóit - nitrátokat - HNO3 fémekre, oxidokra, hidroxidok vagy karbonátokra gyakorolt hatására nyerik. Minden nitrát jól oldódik vízben. Nitrát ion benne
Homogén katalízis
A homogén katalízisre példa a hidrogén-peroxid lebontása jódionok jelenlétében. A reakció két szakaszban megy végbe: H2O2 + I → H2O + IO
Heterogén katalízis
A heterogén katalízisben a folyamat felgyorsulása általában egy szilárd test - a katalizátor - felületén történik, ezért a katalizátor aktivitása a felületének méretétől és tulajdonságaitól függ. Gyakorlatban
A koncentráció hatása a kémiai reakció sebességére. A tömeg cselekvés törvénye
Ahhoz, hogy az anyagok reagálhassanak, molekuláiknak ütközniük kell. Sokkal nagyobb a valószínűsége annak, hogy két ember ütközik egy forgalmas utcán, mint egy elhagyatott utcán. Ugyanez a molekulákkal. Nyilvánvaló, hogy be
A hőmérséklet hatása a kémiai reakció sebességére. Aktiválási energia
A hőmérséklet hatását a molekuláris ütközések számára modell segítségével lehet kimutatni. Első közelítésképpen a hőmérséklet hatását a reakciósebességre a van’t Hoff-szabály határozza meg (megfogalmazva
Reakciók elektronok nélkül és részvételével. Ioncsere és redox reakciók
A vegyértékelektronok határozzák meg egy kémiai elem viselkedését a kémiai reakciókban. Minél kevesebb vegyértékelektronnal rendelkezik egy elem, annál könnyebben adja fel ezeket az elektronokat (redukáló tulajdonságokat mutat
Ioncsere reakciók képe
Az oldatban végbemenő cserereakciót általában három egyenlet ábrázolja: molekuláris, teljes ionos és rövidített ionos. Az ionos egyenletben a gyenge elektrolitokat, gázokat és rosszul oldódó anyagokat m jelöli.
Az ioncsere reakciók írásának szabályai
Az ionegyenletek felírásakor feltétlenül kövesse a savak, bázisok és sók vízben való oldhatóságának táblázatát, azaz ügyeljen a reagensek és termékek oldhatóságára.
Oxidáció
Az oxidáció az elektronok elvesztésének folyamata, az oxidáció mértékének növekedésével. Amikor egy anyagot oxidálnak, az oxidációs állapota az elektronvesztés következtében megnő. Nál nél
Felépülés
A redukció az a folyamat, amikor egy anyag atomjához elektronokat adnak, miközben az oxidációs állapota csökken. Az atomok vagy ionok redukálásakor hozzáadom
Redox házaspár
Egy oxidálószer és redukált formája, vagy egy redukálószer és oxidált formája egy konjugált redox párt alkot, és ezek egymásba való átalakulása oxidációs.
Redox reakciók típusai
Intermolekuláris - reakciók, amelyekben az oxidáló és redukáló atomok különböző anyagok molekuláiban helyezkednek el, például: H2S + Cl2 → S + 2HCl Int.
Oxidáció, redukció
A redoxreakciók során az elektronok egyik atomról, molekuláról vagy ionról a másikra kerülnek. Az elektronvesztés folyamata az oxidáció. Az oxidáció során az oxidációs állapot növekszik:
Kölcsönhatás egyszerű anyagokkal
Kölcsönhatás fémekkel: 2Na + Cl2 = 2NaCl, Fe + S = FeS, 6Li + N2 = 2Li3N, 2Ca + O2
Tömegtört
A tömeghányad az oldott anyag tömegének az oldat tömegéhez viszonyított aránya. A tömeghányad mértékegysége egy egység törtrészében vagy százalékban történik:
Molalitás (móltömeg-koncentráció, moláris koncentráció)
A molalitás az oldott anyag mennyisége (mólszáma) 1000 g oldószerben. Mól/kg-ban mérve a „molalitás” kifejezés is gyakori. Tehát 0 koncentrációjú oldat.
Oldattiter
Főcikk: Oldattiter Az oldattiter az oldott anyag tömege 1 ml oldatban.
Oldhatóság. Egyensúly heterogén rendszerekben. Rosszul oldódó szervetlen anyagok oldhatóságának terméke
Az oldhatóság egy anyag azon képessége, hogy más anyagokkal homogén rendszereket képezzen – olyan oldatokkal, amelyekben az anyag egyedi atomok, ionok, molekulák, ill.
Elektrolitok vizes oldatai. Erős és gyenge elektrolitok. A disszociáció állandója és foka. Ostwald hígítási törvénye
AZ ELEKTROLITOK OLDATAI Az elektrolitoldatok észrevehető koncentrációban tartalmazzák az elektrolitikus disszociáció eredményeként képződő ion-kationokat és anionokat.
Víz pH-ja
A kényelem kedvéért a koncentrációkat pH-ban és hidroxil pH-ban fejezzük ki.
Erős elektrolitok disszociációja. Ionok aktivitása oldatokban. Aktivitási együttható. Az oldatok ionerősségének megértése
Az erős elektrolitok olyan kémiai vegyületek, amelyek molekulái híg oldatokban szinte teljesen ionokká disszociálnak. Az ilyen elektrolitok disszociációs foka közel van
A hidrolízis mértéke
A hidrolízis mértéke a hidrolízisen áteső só hányadának az oldatban lévő ionjainak teljes koncentrációjához viszonyított arányát jelenti. Jelölve α (vagy hhydr);
Elektróda potenciál. Potenciális ugrás megjelenése az interfázis határán. Hidrogén elektróda. Szabványos hidrogénelektróda
Az elektródpotenciál az elektróda és a vele érintkező elektrolit (leggyakrabban fém és elektrolitoldat) közötti elektromos potenciál különbsége.
Fémek elektrokémiai korróziója különböző környezetekben
A kontakt bimetál korrózió az elektrokémiai korrózió egy fajtája, amelyet az elektrolitban különböző elektródpotenciálú fémek érintkezése okoz. Ugyanakkor fémkorrózió
Fémek kémiai kölcsönhatása közönséges savak és oxidáló savak oldataival
A sósav a sósav technikai neve. Hidrogén-klorid gáz – HCl – vízben való feloldásával nyerik. Vízben való csekély oldhatósága miatt a koncentráció a
Hígított kénsavat
A kénsav híg vizes oldatában molekuláinak nagy része disszociál: H2SO4
Tömény kénsav
A kénsav tömény oldatában (68% felett) a molekulák többsége nem disszociált állapotban van, így a kén oxidálószerként működik
Elektrolízis folyamat. Katód és anódos folyamatok. A részecskekisülés sorrendje az anódon és a katódon az elektródpotenciál értékétől függően
Az elektrolízis egy fizikai és kémiai folyamat, amely abból áll, hogy az elektródákon oldott anyagok vagy másodlagos anyagokból származó egyéb anyagok felszabadulnak.
Katód reakciók
Az utolsó reakció hidrogénfejlődéssel megy végbe. Amikor elek
Matematikai nézet
Faraday törvényei a következő képlettel írhatók fel: ahol:
Az atomok és ionok konfigurációja
A kationok sóinak és hidroxidjainak oldhatósága, amely az analitikai besorolás alapját képezi, mint a kationok minden egyéb tulajdonsága, funkcionálisan összefügg a megfelelő elemek helyzetével a periodikus ciklusban.
A titrálás típusai
Létezik közvetlen, fordított és szubsztituens titrálás. Közvetlen titrálás során az analit oldatához (alikvot rész vagy minta, titrált anyag) d
A titrimetriás elemzés típusai
A titrimetriás elemzés különféle típusú kémiai reakciókon alapulhat: sav-bázis titrálás - semlegesítési reakciók; redox titerek
Egy anyag egyenértékű moláris tömege
A móltömeg-ekvivalenseket általában vagy mintával írják
Egyenértékűségi szám
A z ekvivalenciaszám egy kis pozitív egész szám, amely egyenlő az adott anyag 1 móljában található anyag egyenértékeinek számával. Tényező egyenértékű
A szénatom szerkezetének jellemzői. Szervetlen szénvegyületek (oxidok, karbonátok és bikarbonátok, karbidok) és tulajdonságaik
A szén szerves és bioorganikus vegyületek és számos polimer alapja. A legtöbb szénvegyület a szerves anyagok közé tartozik, de ebben a munkában erre fogunk figyelni
A víz disszociációja. Hidrogén index.
BAN BEN Az Oda nagyon gyenge elektrolit. (Az elektrolit olyan anyag, amelynek oldata vagy olvadéka elektromos áramot vezet). A víz az alkotó ionokra disszociál (felbomlik):
H 2 O ↔ H + + OH -
A víz ionos terméke K W = [H + ] · [OH - ] = 10-14 = állandó (az ionok mol/l koncentrációját hagyományosan szögletes zárójelben jelöljük). A gyakorlatban a hidrogén indexet használják a környezet meghatározására. A hidrogénionok moláris koncentrációjának hidrogén-exponens negatív decimális logaritmusa: pH= - log [H + ] és 0-n belül van<рН<14
|
Ionok az oldatban |
szerda |
pH |
|
[H + ] > [OH - ] |
Savanyú |
pH< 7 |
|
[H+] = [OH-] = 10-7 mol/l |
Semleges |
pH = - log [ H + ] = - log 10 -7 = - (- 7) = 7 |
|
[OH - ] > [H + ] |
Lúgos |
pH > 7 |
|
Ahol |
pH |
Ahol |
pH |
|
gyomor |
Eső |
5,5-6,5 |
|
|
belek |
8,5 - 9 |
Csapvíz |
6-6,5-7 |
|
Bőr |
5,5 -6 |
Tengervíz |
8-8,5 |
|
vér |
7,35-7,45 |
A talaj |
4-10 |
Hidrolízis
A sóionok és a vízionok kölcsönhatását, amely megváltoztatja a pH-értéket, ún hidrolízis. Ez egy visszafordítható reakció.
Ha a pH nem változik, amikor a só feloldódik (pH = 7 marad), akkor hidrolízis nem megy végbe.
Gyenge ion jelenléte a sóban hidrolízist okoz - ez a gyenge ion az, amely magához köti az ellentétes töltésű víziont, ezáltal képződikúj részecske (töltéssel vagy anélkül), és a maradék vízion szervezi a közeget: H+ - savas, OH - - lúgos.
Erős elektrolitok.
|
Erős savak |
Erős alapok |
|
HCl ↔ H + + Cl − |
NaOH↔ Na + + OH − |
|
H 2 SO 4 ↔ 2 H + + SO 4 2− |
KOH↔ K + + OH − |
|
HNO 3 ↔ H + + NO 3 − |
Ha nincs részecske a táblázatban, akkor az lesz gyenge részecske (gyenge ion).
A só egy kationból (pozitív ion) és egy anionból (negatív ionból) áll:
Én + n K.O. - n (savmaradék)
4 sókombináció lehetséges: 1. erős + és erős −
2. erős + és gyenge −
3. gyenge + és erős −
4.gyenge + és gyenge −
Tekintsük a reakciókat a következő ionváltozatokkal:
1. NaCl + H 2 O nincs hidrolízis, mivel a sóban nincs gyenge részecske, és a pH nem változik (egyenlő 7)
erős+erős
a reakció semleges és megy disszociáció ionokká: NaCl + H 2 O ↔ Na + + Cl − + H 2 O
2. szódahidrolízis (technikai)
Na 2 CO 3 + H 2 O ↔
Erős+gyenge
CO 3 2− + H + OH - ↔ H + CO 3 2− − + OH - lúgos környezet, pH>7, tovább kell írni molekuláris formában
Na 2 CO 3 + H 2 O ↔ Na + H + CO 3 2− O + Na + OH - O
3. A cink-szulfát hidrolízise
ZnSO 4 + H 2 O ↔
Gyenge+erős
Zn +2 + H + OH - ↔ Zn +2 OH - + + H + savas környezet, pH<7, нужно далее написать в молекулярном виде
2 ZnSO 4 +2 H 2 O ↔ (Zn +2 OH - ) + 2 SO 4 2- O + H 2 + SO 4 2- O
4. Az alumínium-karbonát hidrolízise befejeződik, mivel a só két gyenge részecskéből áll.
Al 2 (С O 3 ) 3 + 6H 2 O ↔ 2Al(OH) 3 + 3H 2 CO 3
Elektrokémia
Ha egy fémlemezt sóoldatába helyezünk, akkor a szilárd és folyékony fázis határán kettős elektromos réteg képződik, melynek értékét a φ elektródpotenciál értékével becsüljük meg. Sok fém esetében az elektródpotenciálokat hidrogénelektróddal határozzák meg, amelynek potenciálját nullának φ=0-nak tételezzük fel. Az elektródapotenciál adatokat a 4/23/2. módszer „Munkaprogram és feladat a vizsgálathoz” mellékletének 3. táblázata tartalmazza.
Szabványos elektródpotenciálok ( 0 )
néhány fém (feszültségtartomány) 298K-nál.
|
Elektróda félreakció |
Elektróda félreakció |
||
|
Li + (vizes) + 1 e - = Li (szol.) |
3.045 |
Cd 2+ (aq) + 2 e - = Cd (szol) |
0.403 |
|
Rb + (aq) + 1 e - = Rb (szol) |
2.925 |
Co 2+ (aq) + 2e - = Co (szol) |
0.277 |
|
K + (aq) + 1 e - = K (szol) |
2.924 |
Ni 2+ (aq) + 2 e - = Ni (szol) |
0.250 |
|
Cs + (vizes) + 1 e - = Cs (szol.) |
2.923 |
Sn 2+ (aq) + 2 e - = Sn (szol) |
0.136 |
|
Ba 2+ (aq) + 2 e - = Ba (szol) |
2.905 |
Pb 2+ (vizes) + 2 e - = Pb (szol.) |
0.126 |
|
Ca 2+ (aq) + 2 e - = Ca (szol) |
2.866 |
Fe 3+ (vizes) + 3 e - = Fe (szol.) |
0.037 |
|
Na + (vizes) + e- = Na (szol.) |
2.714 |
2 H + (vizes) + 2 e - = H 2 (g) |
0.000 |
|
Mg 2+ (aq) + 2 e - = Mg (szol) |
2.363 |
Sb 3+ (aq.) + 3 e - = Sb (szol.) |
0.200 |
|
Al 3+ (vizes) + 3 e - = Al (szol.) |
1.663 |
Bi 3+ (vizes) + 3 e - = Bi (szol.) |
0.215 |
|
Ti 2+ (aq) + 2 e - = Ti (szol) |
1.630 |
Cu 2+ (vizes) + 2 e - = C u (szol.) |
0.337 |
|
Zr 4+ (vizes) + 4 e - = Zr (szol.) |
1.539 |
Cu + (aq) + e - = Cu (szol) |
0.520 |
|
Mn 2+ (vizes) + 2 e - = Mn (szol.) |
1.179 |
Ag + (aq.) + e - = Ag (szol.) |
0.799 |
|
V 2+ (vizes) + 2 e - = V (szol.) |
1.175 |
Hg 2+ (aq) + 2 e - = Hg (l) |
0.850 |
|
Cr 2+ (aq) + 2 e - = Cr (szol) |
0.913 |
Pd 2+ (aq) + 2 e- = Pd (szol) |
0,987 |
|
Zn 2+ (vizes) + 2 e - = Zn (szol.) |
0.763 |
Pt 2+ (aq) + 2 e - = Pt (szol) |
1,188 |
|
Cr 3+ (vizes) + 3 e - = Cr (szol.) |
0.744 |
Au 3+ (aq.) + 3 e - = Au (szol.) |
1,498 |
|
Fe 2+ (aq) + 2 e - = Fe (szol) |
0.440 |
Au + (aq.) + e - = Au (szol.) |
1,692 |
A mínuszjelű elektródpotenciálok azokra a fémekre vonatkoznak, amelyek kiszorítják a hidrogént a savakból. A táblázat címében a „Szabványos elektródpotenciálok” megfelelnek a standard körülmények között meghatározott potenciáloknak: hőmérséklet t = 25 0 C (T = 298 K), nyomás P = 1 atm, az oldat koncentrációja, amelybe az elektródát merítjük C = 1 mol/l. φ 0 --- st. hagyományos
Minél kisebb a φ elektródpotenciál, minél aktívabb a fém, annál nagyobb a redukálószer.
Példa . Melyik fém az aktívabb, a cink vagy az alumínium? Válasz: Alumínium, mivel potenciálja (a 3. számú táblázat szerint) kisebb, mint a cinké.
Galvanikus elemek.
A galvanikus cella (GC) olyan eszköz, amelyben a kémiai reakció energiája közvetlenül elektromos energiává alakul. A GE egymással összekapcsolt fémelektródákból áll, amelyek sójuk oldatába merülnek. A fémlemezek egy jelzőkészülékkel vannak összekötve. A félcellákat vezető oldattal töltött cső (ún. sóhíd) segítségével elektromos áramkörbe kapcsolják. 1. ábrán. Egy réz-cink galvánelem (Jacobi-Daniel) diagramja látható. − Zn / Zn 2+ / / Cu 2+ / Cu +
Zn Cu
- +
ZnSO 4 CuSO 4
Rizs. 1. A galvánelem diagramja: 1 - elektróda (Zn); 2-edény ZnSO-oldattal 4 ; 3 - sóhíd; 4-edény CuSO oldattal 4; 5- elektróda (Ci).
A 3. táblázatból felírjuk a cink és a réz elektródpotenciál értékeit:
0 = 0,337 V 0 = -0,763 V
Cu 2+ / Cu 0 Zn 2+ / Zn 0
Az alacsonyabb elektródpotenciálú fémet tekintjük anód és oxidálódik.
Látjuk, hogy a cink potenciálértéke kisebb, mint a rézé, ebből arra következtetünk, hogy a cink
anód (negatív elektródaként szolgál) A Zn 0 - 2ē Zn 2+
A nagyobb elektródpotenciálú fémet tekintjük atom és ő helyreállítás alatt áll.
A réz jobb oldali elektródájánál, mivel ez a katód (pozitív elektródaként működik), a reakció a redukciós folyamatnak felel meg:
K Cu 2+ + 2ē Cu 0
A galvanikus cellákat a következő jelölések jelölik:
− Zn 0 / ZnSO 4 / / CuSO 4 / Cu 0 + vagy ionos formában: − Zn 0 / Zn 2+ / / Cu 2+ / Cu 0
amelyben a függőleges vonalak a fémoldat határát, a kettős vonal pedig az elektrolitoldatok közötti határt szimbolizálja.
Munka A GE-t az E.M.F. (a legmagasabb feszültség, amit a GE képes előállítani) értéke alapján értékelik. A galvánelem EMF-je az oxidálószer és a reduktor elektródpotenciáljának különbsége, azaz egyenlő a katód és az anód elektródpotenciáljának különbségével.
E = K 0 − A 0 (1) E elmélet = K számított − A számított
Egy fém elektródpotenciálja az oldatban lévő ionjainak koncentrációjától függ.
Ezt a függést a Nernst-egyenlet fejezi ki:
ahol - standard fémpotenciál, R - univerzális gázállandó, T - abszolút hőmérséklet, n - szám működő elektronok , anódról katódra haladva, F - Faraday 1 F = 96500 C, C - fémionok koncentrációja.
Ha a fenti egyenletben az R és F konstansokat számértékükre, a természetes logaritmust pedig decimálisra cseréljük, akkor ez a következő formában jelenik meg:
Ha az oldatok koncentrációja az elektródáknál nem azonos, akkor először számítson ki új potenciálértékeket a katódra és az anódra, a koncentrációra a Nernst-egyenlet szerint korrigálva, majd helyettesítse azokat az (1) egyenlettel.
Koncentrációs galvánelem (CGE)két, ugyanabból a fémből készült lemezből áll, amelyek sójának oldataiba vannak merítve, amelyek csak koncentrációjukban különböznek egymástól. − Zn 0 / Zn 2+ / / Zn 2+ / Zn 0 +
Zn Zn
- +
ZnSO 4 Zn SO 4
C 1 C 2 Rizs. 2. A galvánelem diagramja: 1,5 - elektródák (Zn); 2, 4 - edények ZnSO oldattal 4 ; 3 - sóhíd.
Olyan elektródát, amely oldatba merülalacsonyabb koncentráció anódnak tekinthető.
Mondjuk C 1< С 2 , akkor a bal oldali elektród 1 az anód és a jobb 2 elektród a katód. A CGE addig működik, amíg a C koncentrációja ki nem egyezik. 1 = C 2.
Fémkorrózió
Ez a fémek pusztulása (oxidációja) a környezet hatására.
Polarizáció a korrózió lassítása a fémfelületen: 1) egy szem számára láthatatlan vékony filmréteg képződése miatt, amely megakadályozza az oxidálószer további behatolását; Van egy ilyen filmem Al, Ti, Zn, Sn, Pb, Mn, Cd, Tl.
2) vastag korróziós termékréteg (látható), ami megnehezíti magának a fémnek a megközelítését. Ebben az esetben a polarizáció mértéke ennek a rétegnek a porozitásától függ. Például a rézen lévő zöld patina összetétele ( CuOH) 2 CO 3 és porozitása kisebb, mint a vasé (a termék rozsda Fe 2 O 3 nH 2 O ), ezért a patina jobban védi a rezet, mint a rozsda a vasat.
Depolarizáció a korrózió gyorsulása. Van hidrogén és oxigén.
1) Hidrogén depolarizációsavas környezetben fordul elő (híg savak HCl, H2SO4, HNO3 stb.). Az elektrokémiai korrózió során, mivel sok fémbe ötvöző fémadalékok kerülnek be, és a potenciálkülönbségek miatt mikrogalvanikus cellák képződnek, a katódon helyreáll a környezet, vagyis a savból redukálódik a hidrogén:
K 2Н + + 2ē Н 0 2,
és az A anódon fém oxidációja.
2) Oxigén depolarizációsemleges és enyhén lúgos környezetben fordul elő (légköri korrózióra gondolunk)
K 2H 2 O + + O 2 + 4ē 4OH − ,
A Fe 0 - 2ē Fe 2+ a vas oxidációja Fe 2+ a korrózió kezdetén csak ezután, idővel következik be az oxidáció Fe3+.
Korróziós termék Fe (OH) 2 + O 2 → Fe (OH) 3 vagy Fe 2 O 3 · nH 2 O barna rozs.
KÖVETKEZTETÉS: egy fém korróziója (oxidációja) mindig anódos folyamat, és a közeg a katódon helyreáll.
Sok koncentrált sav passziválni (blokk, élesen csökkenti a korróziós sebességet) sok fém. A tömény kénsav így passziválja a vasat: sűrű vékony filmréteg képződik a felületen FeSO4 , amely megakadályozza a kénsav bejutását.
A pH-érték hatása a korróziós sebességre.
1. ábra a fémekhez Al, Zn, Sn, Pb . Ezek a fémek semleges környezetben stabilak az amfoteritás miatt (a periódusos rendszerben a valódi fémek és a nemfémek között állnak), és a korróziós termékek savakkal és lúgokkal egyaránt reagálnak. Ezért az alumínium hőcserélőkkel való munkavégzéshez vizet kell készíteni (javítás: Al pH=7 mellett stabil; Pb pH=8-on; Sn pH=9-en; a görbe jellege ugyanaz).
sebesség V KOR
korrózió
V KOR
| |
0 7 pH 0 7 pH
1. grafikon 2. grafikon.
A 2. grafikon a görbét mutatja mirigy: erősen lúgos környezetben stabil.
Módszerek a fémek korrózió elleni védelmére.
- Ötvözésfémek fémadalékok bevitele az alapfémbe új tulajdonságok elérése érdekében: a) a keménységi sínek, kerekek növeléseMn, W, Zn, Kr, Mostb.; b) különböző típusú rozsdamentes acélok fokozott korrózióállósága; c) a plaszticitás és lágyság megjelenése; d) ferromágneses tulajdonságok.
- Bevezetéskorróziógátlókkörnyezeti agressziót csökkentő anyagok: oldatban lévő oxigénelnyelőkNa2 ÍGY3 ; katódos moderátorok filmet képeznek a fémen (kromátok, bikromátokK2 Kr2 O7 , nitritek stb.); Savas környezetben szerves vegyületeket (katapint) használnak.
- Nem fémes bevonatok: lakkok, festékek, kenőanyagok, viaszok, paszták, polimerek, gumik, keménygumi. A gumival és ebonittal való védelmet gumizásnak nevezik.
- Elektrokémiai védelem: A)fém bevonatok; b) futófelület védelme; c) katódos védelem.
- Kóbor áram elleni védelem: Úgy gondolják, hogy a vasúti közlekedésben a korrózió 50%-a a kóbor áramok miatt következik be, a gördülőállomány minden része és a talajban lévő része is érintett. A védelem gondolata az, hogy az áramok egy részét a talajban lévő vezetőkön keresztül tereljék, amelyek egy diódához vannak csatlakoztatva, amely az áram egyirányú áthaladását szervezi (szívás).
- Védekezés tőlemikrobiológiai korrózió: polimer alapú lakkok és festékek, légcsere, 20-nál nem magasabb hőmérsékleti viszonyok0 C és páratartalom legfeljebb 80%, tartósítószerek, inhibitorok, áldozati és katódos védelem.
Futófelület védelem:én- acélszerkezet,Katódos védelem:én- bevonatos cső,
2 - védő, 3 - töltő, 4 - elektromos 2 - csatlakozó vezetékek, 3 - forrás
érintkezés szerkezettel, 5 vezérlő DC, 4 anód.
mérőterminál (énPZVédőáram Mechanizmusa: elektrolízis
védelem). Mechanizmus: GE
Nál nélfutófelület(anódos) elektrokémiai védelem, a védett fémszerkezetre védő van rögzítve - fémmelaz elektródpotenciál negatívabb értéke. A védelemként kiválasztott fém aktivitása a védő hatássugara alapján értékelhető, pl. az a távolság, amelyre a kiválasztott fém hatása kiterjed. Az acél futófelületének védelmére leggyakrabban cinket, valamint alumíniumot, kadmiumot és magnéziumot használnak. A futófelület védelme körülbelül 50 m.
Kábelek, csővezetékek és egyéb talajban lévő építmények védelmére a cinkvédőket 25% CaSO töltőanyag-összetételben kell beépíteni.4 2H2 Ó, 28% Na2 ÍGY4 · 10 N2 Ó, 50% agyag. A talajba szerelhető védőelemek általában hengerek formájában készülnek. A csatlakozó vezetékkel való érintkezéshez, amely általában forrasztott, a védő horganyzott acél maggal rendelkezik.
A korróziós sebesség anódos védelemmel a teljes polarizációs áramnak megfelelő minimális értékre csökkenthető, de soha nem csökken nullára, mint a katódos védelem esetében.
Katódelektrokémiai védelmet alkalmaznak a talajban található fémtermékek védelmére. Ezt úgy hajtják végre, hogy fémszerkezeteket csatlakoztatnak egy külső egyenáramforrás negatív pólusához. Katódos védelemmelSegédelektródaként (anódként) oldhatatlan anyagokat (grafit, szén) vagy oldódó fémhulladékot (sínek, régi csövek) használnak, amelyeket időszakonként meg kell újítani. A földalatti korrózió elleni küzdelem esetén a külső áramforrás pozitív pólusa földelve van. A katódos védelem hatótávolsága körülbelül 2 km.
Kóbor áram elleni védelem: énegyenirányító alállomás, 2 - felső érintkező hálózat, 3 - sín, 4 - talaj, 5 - szórt áram, 6 - csővezeték, 7 - dióda, 8 - fém jumper.
A földalatti fémszerkezetek kóbor áramok általi megsemmisítésétől való védelmére használjákelektromos vízelvezetés védelem. Ezt úgy hajtják végre, hogy egy földalatti szerkezet (cső) anód szakaszát fém vezetővel csatlakoztatják egy szórt áramforráshoz, például egy sínhez. Az áram áthalad a fémvezetőn, aminek következtében megszűnik a föld-sín potenciálkülönbség, és ezáltal a korrózióveszély. Mivel a villamosított vasutak árama gyakran változtathatja irányát, a védelem nagyobb megbízhatósága érdekében polarizált elektromos vízelvezetést alkalmaznak. Ehhez egy egyenirányítót, például szilícium- vagy germániumdiódát helyeznek a fémcsatlakozásokba, amely biztosítja, hogy az áram csak a kívánt irányba folyjon.
ELEKTROLÍZIS
Ez egy anyag átalakulása elektromos áram hatására. Ugyanakkor bekatódhelyreállítjákpozitív részecskék (kationok), és továbbanódoxidálódiknegatív részecskék (anionok).
Elektrolízisben használjákoldódó(fém) ésoldhatatlan(szén)elektródák.Az elektródák oldhatósága csak az anódos folyamat szempontjából fontos. Alapértelmezés szerint szénelektródákat használnak.
Faraday első törvénye.
Amikor bizonyos mennyiségű villamos energiát vezetünk át egy anyag oldatán vagy olvadékán 1F= 96500 C, egy ekvivalens elektrolízistermék szabadul fel a katódon és az anódon.
Faraday második törvénye.
Az elektrolízis termék tömege vagy térfogata közvetlenül függ az áram erősségétől, az elektromos áram áthaladásának idejétől és az elektrolízis termék természetétől.
És,
Aholén áramerősség, A;t idő, s; Eprod tömegegyenérték, G;EVprod térfogati egyenérték, l.Aktuális kimenet
Az elektrolízist magas áramhatékonysági értékek jellemzik: 97-99%.
Az elektrolízist nagy tisztaságú anyagok, fémek előállítására, bevonásra, galvanizálásra, elektroformázásra, anyagkeverékek szétválasztására, elektrokoagulációra, hidrogén, mint alternatív üzemanyag előállítására, katódos korrózióvédelemben stb.
Vizes oldatok elektrolízisegyenletek felírásának szabályai.
- Kationok redukciója a katódon.
a) Ha a sófém a „feszültségsorba” van igAlideértve, akkor a hidrogén redukálódik a vízből a katódon, és a fém oldatban marad:
NAK NEK2H+ + 2ē → N0 2
b) Ha a sófém a „feszültségsorba” van tőlTiH-ig, beleértve a hidrogént is, akkor a vízből és fémből származó hidrogén is redukálódik a katódon:
NAK NEK2H+ + 2ē → N0 2 ÉsKr3+ + 3ē →Kr0
V)Ha a sófém a hidrogén után a „feszültségsorban” van, akkor egy fém redukálódik a katódon:
NAK NEKAg+ + 1 ē → Ag0
- Anionok oxidációja az anódon
A)oldhatatlan (szén)elektródákhoz:
S2- , I- , Br - , Cl- Ó- ,NEM3 - , ÍGY4 2- , P.O.4 3-
az anionok oxidációjának fokozódása.
b)oldható (fém) elektródákhoz:
a sóanionok oldatban maradnak, ésoldható fémanód anyaga oxidálódik.
7. OLDAL
kation+
anion −
A víz ionos terméke a hidrogénionok H+ és hidroxidionok koncentrációjának szorzata OH? vízben vagy vizes oldatokban a víz autoprotolízis állandó. A víz ionos termékének értékének megjelenítése
A víz, bár gyenge elektrolit, kis mértékben disszociál:
H2O + H2O - H3O+ + OH? vagy H2O - H+ + OH?
Ennek a reakciónak az egyensúlya erősen balra tolódik. A víz disszociációs állandója a következő képlettel számítható ki:
Hidroniumionok (protonok) koncentrációja;
Hidroxidion koncentráció;
Víz koncentrációja (molekuláris formában) a vízben;
A víz koncentrációja a vízben, figyelembe véve annak alacsony disszociációs fokát, gyakorlatilag állandó és (1000 g/l)/(18 g/mol) = 55,56 mol/l.
25 °C-on a víz disszociációs állandója 1,8×10×16 mol/l. Az (1) egyenlet átírható így: Jelöljük a szorzatot K· = Kw = 1,8×10?16 mol/l · 55,56 mol/l = 10?14mol/l = · (25 °C-on).
A Kw állandót, amely megegyezik a protonok és a hidroxidionok koncentrációjának szorzatával, a víz ionos termékének nevezzük. Nem csak a tiszta víz, hanem az anyagok híg vizes oldatai esetében is állandó. A hőmérséklet növekedésével a víz disszociációja növekszik, ezért a Kw is nő, a hőmérséklet csökkenésével fordítva. A víz ionos termékének gyakorlati jelentősége
A víz ionos termékének gyakorlati jelentősége nagy, hiszen lehetővé teszi bármely oldat ismert savasságával (lúgosságával) (vagyis ismert koncentrációnál vagy ), hogy megtaláljuk a megfelelő koncentrációt ill. Bár a legtöbb esetben a bemutatás megkönnyítése érdekében nem a koncentrációk abszolút értékét használják, hanem az ellenkező előjellel vett decimális logaritmusukat - a hidrogén indexet (pH) és a hidroxil indexet (pOH).
Mivel Kb állandó, ha egy oldathoz savat (H+ ionokat) adunk, a hidroxidionok koncentrációja OH? le fog esni és fordítva. Semleges környezetben = = mol/l. 10-7 mol/l-nél nagyobb koncentrációnál (illetve a koncentráció< 10?7 моль/л) среда будет кислой; При концентрации >10-7 mol/l (illetve koncentráció< 10?7 моль/л) -- щелочной.
A víz elektrolitikus disszociációja. PH érték
A víz gyenge amfoter elektrolit:
H2O H+ + OH- vagy pontosabban: 2H2O H3O+ + OH-
A víz disszociációs állandója 25°C-on egyenlő: Ez az állandó értéke százmillió vízmolekulából egy disszociációjának felel meg, ezért a víz koncentrációja állandónak tekinthető és egyenlő 55,55 mol/l-rel (sűrűség). víz 1000 g/l, 1 liter tömeg 1000 g, vízanyag mennyisége 1000 g: 18g/mol=55,55 mol, C=55,55 mol: 1 l = 55,55 mol/l). Akkor
Ez az érték egy adott hőmérsékleten (25°C) állandó, ezt a víz KW ionos szorzatának nevezzük:
A víz disszociációja endoterm folyamat, ezért a hőmérséklet emelkedésével Le Chatelier elvének megfelelően a disszociáció felerősödik, az ionos termék növekszik és 100°C-on eléri a 10-13 értéket.
25°C-os tiszta vízben a hidrogén- és hidroxil-ionok koncentrációja egyenlő:
10-7 mol/l Azokat az oldatokat, amelyekben a hidrogén és a hidroxil ionok koncentrációja egyenlő, semlegesnek nevezzük. Ha savat adunk a tiszta vízhez, a hidrogénionok koncentrációja megnő és 10-7 mol/l-nél nagyobb lesz, a közeg savassá válik, és a hidroxil-ionok koncentrációja azonnal megváltozik, így a víz ionos terméke megmarad. értéke 10-14. Ugyanez történik, ha lúgot adunk a tiszta vízhez. A hidrogén- és hidroxil-ionok koncentrációja az ionos terméken keresztül összefügg egymással, ezért az egyik ion koncentrációjának ismeretében könnyen kiszámítható a másiké. Például, ha = 10-3 mol/l, akkor = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, vagy ha = 10-2 mol/l, akkor = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Így a hidrogén- vagy hidroxil-ionok koncentrációja a közeg savasságának vagy lúgosságának mennyiségi jellemzőjeként szolgálhat.
A gyakorlatban nem a hidrogén vagy hidroxil ionok koncentrációját használják, hanem a hidrogén pH vagy hidroxil pOH indikátorokat A hidrogén pH mutató megegyezik a hidrogénionok koncentrációjának negatív decimális logaritmusával:
A pOH hidroxil index egyenlő a hidroxil-ionok koncentrációjának negatív decimális logaritmusával:
pOH = - log
Könnyen kimutatható a víz ionos szorzatának logaritmusának felvételével, hogy
pH + pH = 14
Ha a környezet pH-ja 7, akkor a környezet semleges, ha kisebb, mint 7, akkor savas, és minél alacsonyabb a pH, annál nagyobb a hidrogénionok koncentrációja. A 7-nél nagyobb pH azt jelenti, hogy a környezet lúgos; minél magasabb a pH, annál nagyobb a hidroxil-ionok koncentrációja. A tiszta víz nagyon rosszul vezeti az elektromosságot, de még mindig mérhető elektromos vezetőképességgel rendelkezik, ami a víz hidrogénionokká és hidroxidionokká történő enyhe disszociációjával magyarázható. A tiszta víz elektromos vezetőképessége alapján meghatározható a vízben lévő hidrogén- és hidroxidionok koncentrációja.
Mivel a víz disszociációs foka nagyon kicsi, a nem disszociált molekulák koncentrációja a vízben gyakorlatilag megegyezik a víz összkoncentrációjával, ezért a víz disszociációs állandójának fele, a víz és a híg vizes oldat disszociációs állandójának kifejezéséből fele. állandó hőmérsékletű oldatokban, a hidrogénionok és a hidroxidionok koncentrációjának szorzata állandó érték. Ezt az állandót a víz ionos termékének nevezik.
Azokat az oldatokat, amelyekben a hidrogén- és hidroxidionok koncentrációja azonos, semlegesnek nevezzük. A savas oldatok több hidrogéniont tartalmaznak, míg a lúgos oldatok több hidroxidiont. De koncentrációjuk szorzata mindig állandó. Ez azt jelenti, hogy ha ismert a hidrogénionok koncentrációja egy vizes oldatban, akkor a hidroxidionok koncentrációja is meghatározásra kerül. Ezért az oldat savasságának és lúgosságának foka kvantitatívan jellemezhető a hidrogénionok koncentrációjával:
Az oldat savassága vagy lúgossága kényelmesebben is kifejezhető: a hidrogénionok koncentrációja helyett a decimális logaritmusát adja meg, ellenkező előjellel. Az utolsó értéket hidrogén-indexnek nevezzük, és pH:. Ebből világos, hogy semleges oldatban pH = 7; savas oldatokban pH<7 и тем меньше, чем кислее раствор; в щелочных растворах рН>7, és minél több, annál nagyobb az oldat lúgossága.
A pH mérésére többféle módszer létezik. Az oldat hozzávetőleges reakciója speciális reaktorokkal, úgynevezett indikátorokkal határozható meg, amelyek színe a hidrogénionok koncentrációjától függően változik. A leggyakoribbak a metilnarancs, a metilvörös, a fenolftalein és a lakmusz.
Cikkek a témában
