Главная Лук,Чеснок

Диссоциация воды. Водородный показатель

Чистая вода, хоть и плохо (по сравнению с растворами электролитов), но может проводить электрический ток. Это вызвано способностью молекулы воды распадаться (диссоциировать) на два иона которые и являются проводниками электрического тока в чистой воде (ниже под диссоциацией подразумевается электролитическая диссоциация - распад на ионы): H 2 O ↔ H + + OH -

Примерно на 556 000 000 не диссоциированных молекул воды диссоциирует только 1 молекула, однако это 60 000 000 000 диссоциированных молекул в 1мм 3 . Диссоциация обратима, то есть ионы H + и OH - могут снова образовать молекулу воды. В итоге наступает динамическое равновесие при котором количество распавшихся молекул равно количеству образовавшихся из H + и OH - ионов. Другими словами скорости обоих процессов будут равны. Для нашего случая, уравнение скорости химической реакции можно написать так:

υ 1 = κ 1 (для диссоциации воды)

υ 2 = κ 2 (для обратного процесса)

где υ - скорость реакции; κ - константа скорости реакции (зависящая от природы реагирующих веществ и температуры); , и - концентрации (моль/л).

В состоянии равновесия υ 1 = υ 2 , следовательно: κ 1 = κ 2

Так как, при определенной температуре, величины используемые в расчете ионного произведения воды (K, ) постоянны, значение ионного произведения воды так же постоянно. А поскольку при диссоциации молекулы воды образуется одинаковое количество ионов и , получается что для чистой воды концентрации и будут равны 10 -7 моль/л. Из постоянства ионного произведения воды следует, что если количество ионов H + становится больше, то количество ионов HO - становится меньше. Например, если к чистой воде добавить сильную кислоту HCl, она как сильный электролит вся продиссоциирует на H + и Cl - , в результате концентрация ионов H + резко увеличится, и это приведет к увеличению скорости процесса противоположного диссоциации, так как она зависит от концентраций ионов H + и OH - : υ 2 = κ 2

В ходе ускорившегося процесса противоположного диссоциации, концентрация ионов HO - уменьшится до величины соответствующей новому равновесию, при котором их будет так мало, что скорости диссоциации воды и обратного процесса снова будут равны. Если концентрация получившегося раствора HCl равна 0,1моль/л, равновесная концентрация будет равна: = 10 -14 /0,1 = 10 -13 моль/л

Ионное произведение воды ́ - произведение концентраций ионов водорода Н + и ионов гидроксила OH − в воде или в водныхрастворах, константа автопротолиза воды.

Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует:

Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле:

· - концентрация ионов гидроксония (протонов);

· - концентрация гидроксид-ионов;

· - концентрация воды (в молекулярной форме) в воде;

Концентрация воды в воде, учитывая её малую степень диссоциации, величина практически постоянная и составляет (1000 г/л)/(18 г/моль) = 55,56 моль/л.

При 25 °C константа диссоциации воды равна 1,8·10 −16 моль/л. Уравнение (1) можно переписать как:

Константа K в, равная произведению концентраций протонов и гидроксид-ионов, называется ионным произведением воды . Она является постоянной не только для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов веществ. C повышением температуры диссоциация воды увеличивается, следовательно, растёт и K в, при понижении температуры - наоборот. Практическое значение ионного произведения воды велико, так как оно позволяет при известной кислотности (щёлочности) любого раствора (то есть при известной концентрации или ) найти соответственно концентрации или . Хотя в большинстве случаев для удобства представления пользуются не абсолютными значениями концентраций, а взятыми с обратными знаком их десятичными логарифмами - соответственно, водородным показателем (pH) и гидроксильным показателем (pOH).

Так как K в - константа, при добавлении к раствору кислоты (ионов H +), концентрация гидроксид-ионов OH − будет падать и наоборот. В нейтральной среде = = моль/л. При концентрации > 10 −7 моль/л (соответственно, концентрации < 10 −7 моль/л) среда будет кислой ; При концентрации > 10 −7 моль/л (соответственно, концентрации < 10 −7 моль/л) - щелочной .

27. Буферные растворы: их состав, свойства, механизм действия. Буферная емкость

Буферные растворы - это растворы, содержащие буферные системы. Буферными системами называются смеси, в составе которых содержатся в определенном количественном соотношении слабые кислоты и их соли с сильными основаниями или слабые основания и их соли с сильными кислотами. Такие растворы обладают устойчивой концентрацией ионов Н+ при разбавлении нейтральным растворителем (водой) и добавлении к ним определенного количества сильных кислот или оснований.

Буферные растворы находятся в водах мирового океана, почвенных растворах и живых организмах. Эти системы выполняют функции регуляторов, поддерживающих активную реакцию среды при определенном значении, необходимом для успешного протекания реакций обмена веществ. Буферные растворы классифицируются на кислотные и основные. Примером первых может быть ацетатная буферная система, вторых - аммонийная. Различают естественные и искусственные буферные растворы. Естественным буферным раствором является кровь, содержащая гидрокарбонатную, фосфатную, белковую, гемоглобиновую и кислотную буферные системы. Искусственным буферным раствором может быть ацетатный буфер, состоящий из СН3СООН.

Особенности внутреннего состава и механизма действия буферных систем рассмотрим на примере ацетатной буферной системы: ацетатная кислота/ацетат натрия. В водной среде компоненты буферной системы подвергаются электролитической диссоциации. Ацетат натрия как соль слабой кислоты и сильного основания целиком диссоциирует на ионы. Наличие анионов в такой буферной смеси зависит от концентрации в ней соли и степени ее диссоциации. Концентрация ионов Н+ в буферной системе прямо пропорциональна концентрации в ней кислоты и обратно пропорциональна содержанию в ней соли этой кислоты.

Таким образом, концентрация ионов Н+ в основном буфере прямо пропорциональна концентрации в нем соли и обратно пропорциональна концентрации основания.

примеру, необходимо приготовить ацетатный буфер с несколькими значениями pH. Вначале приготовляют 5М растворы ацетатной кислоты и ацетата натрия. Для приготовления первого раствора берут по 50 мл каждого из компонентов. Руководствуясь формулой, определяют концентрацию ионов Н+ в полученном растворе.

Для следующего буферного раствора берут 80 мл раствора кислоты и 20 мл раствора соли, приготовленных ранее. Существует ряд прописей различных буферных растворов, применяемых в химическом анализе и лабораторной практике.

Для буферных растворов характерны некоторое свойства. К таковым, в первую очередь, относится буферность – способность сохранять постоянство концентрации ионов Н+ при добавлении в буферный раствор определенного количества сильной кислоты или сильного основания. Например, если к ацетатному буферу добавить небольшое количество хлоридной кислоты, сдвига рН в кислую сторону не произойдет, так как хлоридная кислота вступит в реакцию обменного разложения с солью слабой кислоты. В результате реакции сильная кислота, способная сдвинуть рН в кислую сторону, заменяется слабой кислотой и нейтральной солью. Степень диссоциации раствора слабого электролита при увеличении его концентрации уменьшается, стремится к нулю, и сдвиг рН не происходит.

Буферная ёмкость раствора (от англ. buffer - амортизатор, англ. buff - смягчать толчки) - такое количество кислоты или основания, нужное для изменения pH буферного раствора ровно на 1.

Буферная смесь, буферный раствор, буферная система - сочетание веществ, система, поддерживающая постоянство pH.

Вода - слабый амфотерный электролит.

Уравнение ионизации воды с учетом гидратации ионов водорода Н + таково:

Без учета гидратации ионов Н + уравнение диссоциации воды имеет вид:

Как видно из второго уравнения, концентрации ионов водорода Н + и гидроксид-ионов ОН — в воде одинаковы. При 25 о С [Н + ] = [ОН — ] = 10 -7 моль/л.

Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов называется ионным произведением воды (K H 2 O).

K H 2 O = ∙

K H 2 O - величина постоянная, и при температуре 25 о С

K H 2 O = 10 -7 ∙10 -7 = 10 -14

В разбавленных водных растворах электролитов, как и в воде, произведение концентраций ионов водорода Н + и гидроксид-ионов ОН — - величина постоянная при данной температуре. Ионное произведение воды дает возможность для любого водного раствора вычислить концентрацию гидроксид-ионов ОН — , если известна концентрация ионов водорода Н + , и наоборот.

Среду любого водного раствора можно охарактеризовать концентрацией ионов водорода Н + или гидроксид-ионов ОН — .

В водных растворах различают три типа сред: нейтральную, щелочную и кислую.

Нейтральная среда - это среда, в которой концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов:

[Н + ] = = 10 -7 моль/л

Кислая среда - это среда, в которой концентрация ионов водорода больше концентрации гидроксид-ионов:

[Н + ] > [ОН — ], > 10 -7 моль/л

Щелочная среда - это среда, в которой концентрация ионов водорода меньше концентрации гидроксид-ионов:

< , < 10 -7 моль/л

Для характеристики сред растворов удобно использовать так называемый водородный показатель рН (пэ-аш).

Водородным показателем рН называется отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода: рН = -lg.

Например, если = 10 -3 моль/л, то pН = 3, среда раствора - кислая; если [Н + ] = 10 -12 моль/л, то pН = 12, среда раствора - щелочная:

Чем рН меньше 7, тем больше кислотность раствора. Чем рН больше 7, тем больше щелочность раствора.

Зависимость между концентрацией ионов Н + , величиной рН и средой раствора показана на следующей схеме:

Существуют различные методы измерения рН. Качественно характер среды водных растворов электролитов определяют с помощью индикаторов.

Индикаторами называются вещества, которые обратимо изменяют свой цвет в зависимости от среды растворов, т. е. рН раствора.

На практике применяют индикаторы лакмус, метиловый оранжевый (метилоранж) и фенолфталеин . Они изменяют свою окраску в малом интервале рН: лакмус - в интервале рН от 5,0 до 8,0; метилоранж - от 3,1 до 4,4 и фенолфталеин - от 8,2 до 10,0.

Изменение цвета индикаторов показано на схеме:

Заштрихованные области показывают интервал изменения окраски индикатора.

Кроме указанных выше индикаторов, применяют также универсальный индикатор, который можно использовать для приблизительного определения рН в широком интервале от 0 до 14.

Величина рН имеет большое значение в химических и биологических процессах, так как в зависимости от характера среды эти процессы могут протекать с разными скоростями и в разных направлениях.

Поэтому определение рН растворов очень важно в медицине, науке, технике, сельском хозяйстве. Изменение рН крови или желудочного сока является диагностическим тестом в медицине. Отклонения рН от нормальных, величин даже на 0,01 единицы свидетельствуют о патологических процессах в организме. Постоянство концентраций ионов водорода Н + является одной из важных констант внутренней среды живых организмов.

Так, при нормальной кислотности желудочный сок имеет рН 1,7; рН крови человека равен 7,4; слюны - 6,9. Каждый фермент функционирует при определенном значении рН: каталаза крови при рН 7 пепсин желудочного сока - при рН 1,5-2; и т. д.

H 2 O ↔ H + + OH -

υ 1 = κ 1 (для диссоциации воды)

υ 2 = κ 2 (для обратного процесса)

В состоянии равновесия υ 1 = υ 2 , следовательно:

κ 1 = κ 2

Проведем нехитрые математические действия и получим:

κ 1 /κ 2 = /

κ 1 /κ 2 = K

K - константа равновесия, а в нашем случаи константа диссоциации, которая зависит от температуры и природы веществ, и не зависящая от концентраций (также как κ 1 и κ 2). K для воды 1,8 10 -16 при 25 °C (справочная величина).

Вследствие очень малого количества продиссоциированных молекул концентрацию можно принять равной общей концентрации воды, а общую концентрацию воды в разбавленных растворах как величину постоянную:

=1000(г/л)/18(г/моль)=55,6 моль/л.

Заменяя κ 1 /κ 2 на K и используя величину , определяем чему равно произведение концентраций и , которое называется - ионное произведение воды :

K = /55,6 моль/л
1,8 10 -16 55,6 моль/л =
10 -14 =

Так как, при определенной температуре, величины используемые в расчете ионного произведения воды (K , ) постоянны, значение ионного произведения воды так же постоянно. А поскольку при диссоциации молекулы воды образуется одинаковое количество ионов и , получается что для чистой воды концентрации и будут равны 10 -7 моль/л . Из постоянства ионного произведения воды следует, что если количество ионов H + становится больше, то количество ионов HO - становится меньше. Например, если к чистой воде добавить сильную кислоту HCl, она как сильный электролит вся продиссоциирует на H + и Cl - , в результате концентрация ионов H + резко увеличится, и это приведет к увеличению скорости процесса противоположного диссоциации, так как она зависит от концентраций ионов H + и OH - :

υ 2 = κ 2

= 10 -14 /0,1 = 10 -13 моль/л

При добавлении сильного основания NaOH сдвиг будет в сторону уменьшения концентрации H + .

Конец работы -

Эта тема принадлежит разделу:

Электронные облака орбиталей с разными значениями l имеют разную конфигурацию, а с одинаковыми l похожую

Современная квантово механическая теория гласит что атом любого элемента имеет сложную структуру положительная часть атома положительный заряд.. квантовая теория подразумевает что энергия электрона может принимать только.. так при l s орбиталь для электрона с любым значением главного квантового числа n электронное облако ограничено..

Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ:

Что будем делать с полученным материалом:

Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:

Все темы данного раздела:

Строение атомов и принцип Паули
Принцип Паули помогает объяснить разнообразные физические явления. Следствием принципа является наличие электронных оболочек в структуре атома, из чего, в свою очередь, следует разнообразие химичес

Основные типы химической связи. Ковалентная связь. Основные положения метода валентных связей. Сигма- и Пи- ковалентные связи
атомы могут соединяться друг с другом с образованием как простых, так и сложных веществ. При этом образуются различного типа химические связи: ионная, ковалентная (неполярная и полярная), металл

Sp-гибридизация
Происходит при смешивании одной s- и одной p-орбиталей. Образуется две равноценные sp-атомные орбитали, расположенные линейно под углом 180 градусов и направленные в разные стороны от ядра атома уг

Геометрическая форма и полярность молекул
Гибридизация Геометрическая форма Угол между связями sp Линейная 180° sp

Ионная связь как предельный случай поляризации ковалентной связи. Электростатическое взаимодействие ионов
Ионная связь - очень прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью (>1,5 по шкале Полинга) электроотрицательностей, при которой общая электронная пара

Химические свойства основных оксидов
1. Растворимые в воде основные оксиды вступают в реакцию с водой, образуя основания: Na2O + H2O → 2NaOH. 2. Взаимодействуют с кислотными оксидами, обра

Химические свойства кислотных оксидов
1. Взаимодействуют с водой, образуя кислоту: SO3 + H2O → H2SO4. Но не все кислотные оксиды непосредственно реагируют с водой (SiO

Химические свойства амфотерных оксидов
1. Взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду: ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O. 2. Реагируют с твёрдыми щелочами (при сплавлении), образуя в результате

Основания. Химические свойства оснований. Амфотерные состояния,реакции их взаимодействия с кислотами и щелочами
Основание - это химическое соединение, способное образовывать ковалентную связь с протоном (основание Брёнстеда

Характерные реакции
Амфотерные оксиды реагируют с сильными кислотами, образуя соли этих кислот. Такие реакции являются проявлением основных свойств амфотерных оксидов, например: ZnO + H2SO4

Кислоты. Бескислородные и кислородные кислоты. Свойства кислот (серная,соляная,азотная)
Кислоты – это сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода, способных замещаться, и кислотных остатков. Кислотный остаток имеет отрицательный заряд.

Серная кислота
Се́рная кислота́ H2SO4 - сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях концентрированная серная

Нитраты
Азотная кислота является сильной кислотой. Её соли - нитраты - получают действием HNO3 на металлы, оксиды, гидроксиды или карбонаты. Все нитраты хорошо растворимы в воде. Нитрат-ион в во

Гомогенный катализ
Примером гомогенного катализа является разложение пероксида водорода в присутствии ионов йода. Реакция протекает в две стадии: H2О2 + I → H2О + IO

Гетерогенный катализ
При гетерогенном катализе ускорение процесса обычно происходит на поверхности твердого тела - катализатора, поэтому активность катализатора зависит от величины и свойств его поверхности. На практик

Влияние концентрации на скорость химической реакции. Закон действующих масс
Чтобы вещества прореагировали, необходимо, чтобы их молекулы столкнулись. Вероятность столкновения двух людей на оживленной улице гораздо выше, чем на пустынной. Так и с молекулами. Очевидно, что в

Влияние температуры на скорость химической реакции. Энергия активации
Влияние температуры на количество столкновений молекул может быть показано с помощью модели. В первом приближении влияние температуры на скорость реакций определяется правилом Вант-Гоффа (сформулир

Реакции без участия и с участием электронов. Ионно-обменные и окислительно-восстановительные реакции
Валентные электроны определяют поведение химического элемента в химических реакциях. Чем меньше валентных электронов имеет элемент, тем легче он отдаёт эти электроны (проявляет свойства восстановит

Изображение реакций ионного обмена
Реакцию обмена в растворе принято изображать тремя уравнениями: молекулярным, полным ионным и сокращённым ионным. В ионном уравнении слабые электролиты, газы и малорастворимые вещества изображают м

Правила написания реакций ионного обмена
При написании ионных уравнений следует обязательно руководствоваться таблицей растворимости кислот, оснований и солей в воде, то есть обязательно проверять растворимость реагентов и продуктов

Окисление
Окисление - процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления. При окисле́нии вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Ат

Восстановление
Восстановле́нием называется процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается. При восстановлении атомы или ионы присоединяю

Окислительно-восстановительная пара
Окислитель и его восстановленная форма, либо восстановитель и его окисленная форма составляет сопряжённую окислительно-восстановительную пару, а их взаимопревращения являются окислительно-во

Виды окислительно-восстановительных реакций
Межмолекулярные - реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например: Н2S + Cl2 → S + 2HCl Внут

Окисление, восстановление
В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов - окисление. При окислении степень окисления повышается:

Взаимодействие с простыми веществами
Взаимодействие с металлами: 2Na + Cl2 = 2NaCl, Fe + S = FeS, 6Li + N2 = 2Li3N, 2Ca + O2

Массовая доля
Массовая доля - отношение массы растворённого вещества к массе раствора. Массовая доля измеряется в долях единицы или в процентах:

Моляльность (молярная весовая концентрация, моляльная концентрация)
Моляльность - количество растворённого вещества (число моль) в 1000 г растворителя. Измеряется в молях на кг, также распространено выражение в «моляльности». Так, раствор с концентрацией 0,

Титр раствора
Основная статья: Титр раствора Титр раствора - масса растворённого вещества в 1 мл раствора.

Растворимость. Равновесие в гетерогенных системах. Произведение растворимости малорастворимых неорганических веществ
Раствори́мость - способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы - растворы, в которых вещество находится в виде отдельных атомов, ионов, молекул или

Водные растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Константа и степень диссоциации. Закон разбавления Оствальда
РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ, содержат в заметных концентрациях ионы-катионы и анионы, образующиеся в результате электролитической диссоциации мол

PH воды
Для удобства, концентрации и выражают в виде водородного показателя pH и гидроксильного показателя pOH

Диссоциация сильных электролитов. Активность ионов в растворах. Коэффициент активности. Представление об ионной силе растворов
Сильные электролиты - химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Степень диссоциации таких электролитов близка к

Степень гидролиза
Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. Обозначается α (или hгидр);

Электродный потенциал. Возникновение скачка потенциала на межфазной границе. Водородный электрод. Стандартный водородный электрод
Электро́дный потенциа́л - разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электроли

Электрохимическая коррозия металлов в различных средах
Контактная биметаллическая коррозия является разновидностью электрохимической коррозии, вызванной контактом металлов, имеющих разные электродные потенциалы в электролите. При этом коррозия метала с

Химическое взаимодействие металлов с растворами обычных кислот и кислот окислителей
Соляная кислота – это техническое название хлороводородной кислоты. Получают ее путем растворения в воде газообразного хлороводорода – HCl. Ввиду невысокой его растворимости в воде, концентрация со

Разбавленная серная кислота
В разбавленном водном растворе серной кислоты большинство ее молекул диссоциируют: H2SO4

Концентрированная серная кислота
В концентрированном растворе серной кислоты (выше 68%) большинство молекул находятся в недиссоциированном состоянии, поэтому функцию окислителя выполняет сера

Процесс электролиза. Катодные и анодные процессы. Порядок разряда частиц на аноде и катоде в зависимости от значения их электродного потенциала
Электро́лиз - физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных

Катодные реакции
Последняя реакция протекает свыделением водорода. При элек

Математический вид
Законы Фарадея можно записать в виде следующей формулы: где:

Конфигурацией атомов и ионов
Растворимость солей и гидроксидов катионов, лежащая в основе аналитической классификации, как и все другие свойства катионов, функционально связана с положением соответствующих элементов в периодич

Типы титрования
Различают прямое, обратное титрование и титрование заместителя. При прямом титровании к раствору определяемого вещества (аликвоте или навеске, титруемому веществу) д

Виды титриметрического анализа
Титриметрический анализ может быть основан на различных типах химических реакций: кислотно-основное титрование - реакции нейтрализации; окислительно-восстановительное титров

Эквивалентная молярная масса вещества
Молярная масса эквивалентов обычно обозначается как или

Число эквивалентности
Число эквивалентности z представляет собой небольшое положительное целое число, равное числу эквивалентов некоторого вещества, содержащихся в 1 моль этого вещества. Фактор эквивале

Особенности строения атома углерода. Неорганические соединения углерода (оксиды,карбонаты и гидрокарбонаты,карбиды) и их свойства
Углерод – основа органических, биоорганических соединений и многих полимеров. Большинство соединений углерода относятся к органическим веществам, но в этой работе мы уделим внимание, так н

Диссоциация воды. Водородный показатель.

В ода является очень слабым электролитом. (Электролит вещество, раствор или расплав которого проводит электрический ток). Вода диссоциирует (распадается) на составляющие ее ионы:

H 2 O ↔ Н + + ОН -

Ионное произведение воды К W =[ Н + ] · [ОН - ] = 10 -14 = const (в квадратных скобках условно указана молярная концентрация ионов моль/л). На практике применяют водородный показатель для определения среды. Водородный показатель отрицательный десятичный логарифм молярной концентрации ионов водорода: рН= - lg [ Н + ] и находится в пределах 0<рН<14

Ионы в растворе	среда	рН
[ Н + ] > [ОН - ]	Кислая	рН < 7
[ Н + ] = [ОН - ]=10 -7 моль/л	Нейтральная	рН= - lg [ Н + ] = - lg 10 -7 = - (- 7) = 7
[ОН - ] > [ Н + ]	Щелочная	pH > 7

где	рН	где	рН
желудок		Дождь	5,5-6,5
кишечник	8,5 - 9	Водопроводная вода	6-6,5-7
кожа	5,5 -6	Морская вода	8-8,5
кровь	7,35-7,45	Почва	4-10

Гидролиз

Взаимодействие ионов соли с ионами воды, при котором происходит изменение водородного показателя рН, называется гидролизом. Это обратимая реакция.

Если при растворении соли рН не меняется (остается рН=7), то гидролиз не происходит.

Наличие в соли слабого иона обуславливает гидролиз - именно слабый ион присоединяет к себе противоположно заряженный ион воды, образуя при этом новую частицу (с зарядом или без него), а оставшийся ион воды организует среду: Н + - кислую, ОН − - щелочную.

Сильные электролиты.

Сильные кислоты	Сильные основания
HCl ↔ Н + + Cl −	NaOH↔ Na + + ОН −
H 2 SO 4 ↔ 2 Н + + SO 4 2−	KOH↔ K + + ОН −
HNO 3 ↔ Н + + NO 3 −

Если в таблице частицы нет, то это будет слабая частица (слабый ион).

Соль состоит из катиона (положительный ион) и аниона (отрицательный ион):

Ме + n К.О. - n (кислотный остаток)

Возможны 4 комбинации соли: 1. сильный + и сильный −

2. сильный + и слабый −

3. слабый + и сильный −

4.слабый + и слабый −

Рассмотрим реакции с такими вариациями ионов:

1. NaCl + H 2 O гидролиза нет, так как нет слабой частицы в соли, и не меняется рН (равен 7)

силь+силь

реакция нейтральная, и идет диссоциация на ионы: NaCl + H 2 O ↔ Na + + Cl − + H 2 O

2. гидролиз соды (технической)

Na 2 CO 3 + H 2 O ↔

Сильн+слаб

CO 3 2− + Н + ОН - ↔ Н + CO 3 2− − + ОН - среда щелочная, рН>7 , нужно далее написать в молекулярном виде

Na 2 CO 3 + H 2 O ↔ Na + Н + CO 3 2− О + Na + ОН - О

3. Гидролиз сульфата цинка

ZnSO 4 + H 2 O ↔

Слаб+сильн

Zn +2 + Н + ОН - ↔ Zn +2 ОН - + + Н + среда кислая, рН<7, нужно далее написать в молекулярном виде

2 ZnSO 4 +2 H 2 O ↔ (Zn +2 ОН - ) + 2 SO 4 2- О + Н 2 + SO 4 2- О

4. гидролиз карбоната алюминия идет до конца, так как соль составлены из двух слабых частиц.

Al 2 (С O 3 ) 3 + 6H 2 O ↔ 2Al(OH) 3 + 3H 2 CO 3

Электрохимия

Если пластину металла поместить в раствор его соли, то на границе твердой и жидкой фаз образуется двойной электрический слой, величину которого оценивают значением электродного потенциала φ. Для многих металлов электродные потенциалы определены с помощью водородного электрода, потенциал которого принят равным нулю φ=0. Данные электродных потенциалов представлены в таблице №3 Приложения в методике 4/23/2 «Рабочая программа и задание для контрольной работы».

Стандартные электродные потенциалы ( 0 )

некоторых металлов (ряд напряжений) при 298К.

Электродная полуреакция		Электродная полуреакция
Li + (водн.) + 1 e - = Li (тв.)	3.045	Cd 2+ (водн.) + 2 e - = Cd (тв.)	0.403
Rb + (водн.) + 1 e - = Rb (тв.)	2.925	Co 2+ (водн .) + 2e - = Co (тв .)	0.277
K + (водн .) + 1 e - = K (тв.)	2.924	Ni 2+ (водн.) + 2 e - = Ni (тв.)	0.250
Cs + (водн.) + 1 e - = Cs (тв.)	2.923	Sn 2+ (водн.) + 2 e - = Sn (тв.)	0.136
Ba 2+ (водн.) + 2 e - = Ba (тв.)	2.905	Pb 2+ (водн.) + 2 e - = Pb (тв.)	0.126
Ca 2+ (водн.) + 2 e - = Ca (тв.)	2.866	Fe 3+ (водн.) + 3 e - = Fe (тв.)	0.037
Na + (водн.) + e - = Na (тв.)	2.714	2 H + (водн.) + 2 e - = H 2 (г.)	0.000
Mg 2+ (водн.) + 2 e - = Mg (тв.)	2.363	Sb 3+ (водн.) + 3 e - = Sb (тв.)	0.200
Al 3+ (водн.) + 3 e - = Al (тв.)	1.663	Bi 3+ (водн.) + 3 e - = Bi (тв.)	0.215
Ti 2+ (водн.) + 2 e - = Ti (тв.)	1.630	Cu 2+ (водн.) + 2 e - = С u (тв.)	0.337
Zr 4+ (водн.) + 4 e - = Zr (тв.)	1.539	Cu + (водн.) + e - = Cu (тв.)	0.520
Mn 2+ (водн.) + 2 e - = Mn (тв.)	1.179	Ag + (водн.) + e - = Ag (тв.)	0.799
V 2+ (водн.) + 2 e - = V (тв.)	1.175	Hg 2+ (водн.) + 2 e - = Hg (ж.)	0.850
Cr 2+ (водн.) + 2 e - = Cr (тв.)	0.913	Pd 2+ (водн.) + 2 e - = Pd (тв.)	0,987
Zn 2+ (водн.) + 2 e - = Zn (тв.)	0.763	Pt 2+ (водн.) + 2 e - = Pt (тв.)	1,188
Cr 3+ (водн.) + 3 e - = Cr (тв.)	0.744	Au 3+ (водн.) + 3 e - = Au (тв.)	1,498
Fe 2+ (водн.) + 2 e - = Fe (тв.)	0.440	Au + (водн.) + e - = Au (тв.)	1,692

Электродные потенциалы со знаком «минус» относятся к тем металлам, которые вытесняют водород из кислот. В заголовке таблицы «Стандартные электродные потенциалы» соответствуют потенциалам, определенных в стандартных условиях: температура t =25 0 C (Т = 298 К), давление Р = 1 атм, концентрация раствора, в который погружен электрод С = 1 моль/л. φ 0 --- ст. усл.

Чем меньше электродный потенциал φ, тем активнее металл, тем большим восстановителем он является.

Пример . Какой металл более активный цинк или алюминий? Ответ: Алюминий, так как его потенциал (по таблице №3) меньше, чем у цинка.

Гальванические элементы.

Гальваническим элементом (ГЭ) называют устройство, в котором энергия химической реакции непосредственно превращается в электрическую. ГЭ состоит из соединенных между собой металлических электродов, погруженных в растворы их соли. Пластины металлов соединены через показывающий прибор. Полуэлементы соединяются в электрическую цепь с помощью трубки, заполненной токопроводящим раствором (так называемого солевого мостика). На рис.1. приведена схема медно-цинкового гальванического элемента (Якоби-Даниэля). − Zn / Zn 2+ / / Cu 2+ / Cu +

Zn Cu

- +

ZnSO 4 CuSO 4

Рис. 1. Схема гальванического элемента: 1 - электрод (Zn); 2- сосуд с раствором ZnSO 4 ; 3 - солевой мостик; 4- сосуд с раствором CuSO 4 ; 5- электрод (Си).

Выписываем значения электродных потенциалов для цинка и меди из таблицы №3:

 0 = 0,337 В  0 = −0,763 В

Cu 2+ / Cu 0 Zn 2+ / Zn 0

Металл, имеющий меньшее значение электродного потенциала считается анодом и он окисляется.

Видим, что значение потенциала для цинка меньше, чем для меди, делаем вывод, что цинк

анод (выполняет функцию отрицательного электрода) А Zn 0 - 2ē  Zn 2+

Металл, имеющий большее значение электродного потенциала считается к атодом и он восстанавливается.

Реакция на правом электроде для меди, так как он катод (выполняет функцию положительного электрода) соответствует процессу восстановления:

К Сu 2+ + 2ē  Cu 0

Гальванические элементы изображаются следующей записью:

− Zn 0 / ZnSO 4 / / CuSO 4 / Cu 0 + или в ионной форме: − Zn 0 / Zn 2+ / / Cu 2+ / Cu 0

в которой вертикальные линии символизируют границу металл - раствор, а двойная - границу между растворами электролитов.

Работа ГЭ оценивается величиной его Э.Д.С.(наибольшее напряжение, которое может дать ГЭ). ЭДС гальванического элемента представляет собой разность электродных потенциалов окислителя и восстановителя, то есть равна разности электродных потенциалов катода и анода.

Е =  К 0 −  А 0 (1) Е теор =  К расч −  А расч

Электродный потенциал металла зависит от концентрации его ионов в растворе.

Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

где  - стандартный потенциал металла, R - универсальная газовая постоянная, Т - абсолютная температура, n - число рабочих электронов , переходящих от анода к катоду, F - число Фарадея 1 F = 96500 Кл, С - концентрация ионов металла.

Если в приведенном уравнении заменить константы R и F их численным значениями, а натуральный логарифм десятичным, то оно примет следующий вид:

Если концентрации растворов у электродов неодинаковы, то сначала рассчитывают новые значения потенциалов для катода и анода с поправкой на концентрацию по уравнению Нернста, а затем подставляют в уравнение (1).

Концентрационный гальванический элемент (КГЭ) состоит из двух пластин одного металла, погруженных в растворы его соли, которые отличаются лишь концентрацией. − Zn 0 / Zn 2+ / / Zn 2+ / Zn 0 +

Zn Zn

- +

ZnSO 4 Zn SO 4

С 1 С 2 Рис. 2. Схема гальванического элемента:1,5 - электроды (Zn); 2, 4 - сосуды с раствором ZnSO 4 ; 3 - солевой мостик.

Электрод, который погружен в раствор с меньшей концентрацией считается анодом.

Допустим, С 1 < С 2 , тогда левый электрод 1 является анодом, а правый электрод 2 будет катодом. КГЭ работает до тех пор, пока не выровняются концентрации С 1 = C 2 .

Коррозия металлов

это разрушение (окисление) металлов под действием окружающей среды.

Поляризация замедление коррозии за счет образования на поверхности металла: 1) тонкой, невидимой глазом, пленки, которая препятствует дальнейшему проникновению окислителя; такая пленка есть у Al , Ti , Zn , Sn , Pb , Mn , Cd , Tl .

2) толстого слоя продуктов коррозии (видим), который затрудняет подход к самому металлу. В этом случае степень поляризации зависит от пористости этого слоя. Например, зеленая патина на меди имеет состав (CuOH ) 2 CO 3 и пористость ее меньше, чем у железа (продукт ржавчина Fe 2 O 3 · nH 2 O ), следовательно патина лучше защищает медь, чем ржавчина железо.

Деполяризация ускорение коррозии. Различают водородную и кислородную.

1) Водородная деполяризация происходит в кислых средах (разбавленные кислоты HCl , H 2 SO 4 , HNO 3 и т.д.). При электрохимической коррозии, так как во многие металлы вводят лигирующие металлические добавки и за счет разности потенциалов образуются микрогальванические элементы, на катоде происходит восстановление среды, то есть восстановление водорода из кислоты:

К 2Н + + 2ē  Н 0 2 ,

а на аноде А окисление металла .

2) Кислородная деполяризация происходит в нейтральных и слабощелочных средах (рассматриваем атмосферную коррозию)

К 2Н 2 О + + O 2 + 4ē  4ОН − ,

А Fe 0 - 2ē  Fe 2+ окисление железа до Fe 2+ в начале коррозии, только потом, со временем, происходит доокисление до Fe 3+ .

Продукт коррозии Fe (OH ) 2 + O 2 → Fe (OH ) 3 или Fe 2 O 3 · nH 2 O бурая ржа .

ВЫВОД: коррозия (окисление) металла всегда анодный процесс, а на катоде происходит восстановление среды.

Многие концентрированные кислоты пассивируют (блокируют, резко уменьшают скорость коррозии) многие металлы. Так концентрированная серная кислота пассивирует железо: на поверхности образуется плотная тонкая пленка FeSO 4 , которая препятствует проникновению серной кислоты.

Влияние водородного показателя на скорость коррозии.

График 1 для металлов Al , Zn , Sn , Pb . Эти металлы устойчивы в нейтральной среде за счет амфотерности (стоят между истинными металлами и неметаллами в таблице Менделеева) и продукты коррозии реагируют и с кислотами и со щелочами. Таким образом, необходимо подготавливать воду для работы с теплообменниками из алюминия (поправка: Al устойчив при рН=7; Pb при рН=8; Sn при рН=9; характер кривой тот же).

скорость V КОР

коррозии

V КОР

| |

0 7 pH 0 7 pH

График 1. График 2.

На графике 2 представлена кривая для железа: он устойчив в сильнощелочных средах.

Способы защиты металлов от коррозии.

Легирование металлов введение металлических добавок в основной металл, с целью получения новых свойств: а) увеличение твердости рельсы, колесо Mn , W , Zn , Cr , Mo и т.д.; б) усиление коррозионной устойчивости различные типы нержавеющей стали; в) появление пластичности и мягкости; г) ферромагнитные свойства.
Введение ингибиторов коррозии веществ, которые уменьшают агрессию среды: поглотители кислорода в растворе Na 2 SO 3 ; катодные замедлители образуют пленку на металле (хроматы, бихроматы K 2 Cr 2 O 7 , нитриты и т. д.); для кислых сред применяют органические соединения (катапин).
Неметаллические покрытия : лаки, краски, смазки, воски, пасты, полимеры, резины, эбониты. Защита резиной и эбонитом называется гуммированием.
Электрохимическая защита : а) металлические покрытия ; б) протекторная защита; в) катодная защита.
Защита от блуждающих токов : считается что 50% коррозии на ж/д транспорте происходит за счет блуждающих токов, подвергаются все части подвижного состава и то, что находится в земле. Идея защиты состоит в отведении части токов через направляющие в земле, которые подсоединены к диоду, который организует прохождение тока в одном направлении (отсос).
Защита от микробиологической коррозии : лаки- краски на основе полимеров, воздухообмен, температурный режим не выше 20 0 С и влажность не более 80%, консерванты с применением ингибиторов, протекторная и катодная защита.

Протекторная защита: I - стальная конструкция, Катодная защита: I - труба с покрытием,

2- протектор, 3- наполнитель, 4- электрический 2- соединительные провода, 3- источник

контакт с конструкцией, 5 контрольно- постоянного тока, 4- анод.

измерительный вывод (I ПЗ ток протекторной Механизм: электролиз

защиты). Механизм: ГЭ

При протекторной (анодной) электрохимической защите к защищаемой конструкции металла присоединяют протектор - металл с более отрицательным значением электродного потенциала . Активность металла, выбранного в качестве защиты, может быть оценена радиусом действия протектора, т.е. тем расстоянием, на которое распространяется действие выбранного металла. Для протекторной защиты стали используется чаще всего цинк, а также алюминий, кадмий и магний. Радиус действия протекторной защиты составляет примерно 50 м.

При защите кабелей, трубопроводов и других конструкций, находящихся в грунте, протекторы из цинка устанавливаются в заполнитель состава: 25%CaSO 4 ·2Н 2 О, 28%Na 2 SО 4 · 10 Н 2 О, 50%глины. Протекторы для установки в грунт обычно изготовляют в виде цилиндров. Для контакта с соединительным проводом, который обычно припаивается, в протекторе имеется стальной оцинкованный сердечник.

Скорость коррозии при анодной защите может быть снижена до минимальной величины, соответствующей току полной поляризации, но никогда не уменьшается до нуля, как в случае катодной защиты.

Катодная электрохимическая защита применяется для предохранения металлических изделий, находящихся в почве. Она осуществляется присоединением металлоконструкций к отрицательному полюсу внешнего источника постоянного тока. При катодной защите в качестве вспомогательного электрода (анода) используют нерастворимые материалы (графит, уголь) или растворяющийся металлический лом (рельсы, старые трубы), который периодически нужно возобновлять. В случае борьбы с подземной коррозией положительный полюс внешнего источника тока заземляют. Радиус действия катодной защиты составляют около 2 км.

Защита от блуждающих токов : I выпрямительная подстанция, 2- воздушная контактная сеть, 3- рельсы, 4- почва, 5- блуждающий ток, 6- трубопровод, 7- диод, 8- металлическая перемычка.

Для защиты подземных металлических сооружений от разрушения блуждающими токами используется электродренажная защита . Она осуществляется соединением металлическим проводником анодного участка подземного сооружения (трубы) с источником блуждающих токов, например, рельсом. Ток проходит по металлическому проводнику, вследствие чего устраняется разность потенциалов земля-рельс, а значит, и опасность коррозии. Так как на электрифицированных железных дорогах ток часто может менять свое направление, то для большей надежности защиты применяют поляризованный электрический дренаж. Для этого в металлические соединения включают выпрямитель, например, кремниевый или германиевый диод, который гарантирует прохождение тока только в нужном направлении.

ЭЛЕКТРОЛИЗ

Это превращение вещества под действием электрического тока. При этом на катоде восстанавливаются положительные частицы (катионы) , а на аноде окисляются отрицательные частицы (анионы ).

При электролизе применяются растворимые (металлические) и нерастворимые (угольные) электроды. Растворимость электрода важна только для анодного процесса . По умолчанию применяются угольные электроды.

Первый закон Фарадея .

При пропускании через раствор или расплав вещества количества электричества 1 F = 96500 Кл на катоде и на аноде выделяется по одному эквиваленту продуктов электролиза.

Второй закон Фарадея.

Масса или объем продукта электролиза прямо пропорционально зависит от силы тока, времени пропускания электричества и природы продукта электролиза.

и,

Где I сила тока , А; t время, с ; Э прод массовый эквивалент , г; Э V прод объемный эквивалент, л. Выход по току

Для электролиза характерны высокие значения выхода по току: 97- 99%.

Электролиз применяется для получения высокочистых веществ, металлов, для нанесения покрытий, гальваностегия, гальванопластика, разделение смесей веществ, для проведения электрокоагуляции, для выработки водорода как альтернативного топлива, в катодной защите от коррозии и т.д..

Правила написания уравнений электролиза для водных растворов.

Восстановление катионов на катоде.

а) Если металл соли стоит в «ряду напряжений» до Al включительно, то на катоде восстанавливается водород из воды, а металл остается в растворе:

К 2Н + + 2ē → Н 0 2

б ) Если металл соли стоит в «ряду напряжений» от Ti до Н включительно, то на катоде восстанавливается и водород из воды и металл:

К 2Н + + 2ē → Н 0 2 и Cr 3+ + 3ē → Cr 0

в) Если металл соли стоит в «ряду напряжений» после водорода, то на катоде восстанавливается один металл:

К Ag + + 1 ē → Ag 0

Окисление анионов на аноде

а) для нерастворимых (угольных) электродов :

S 2- , I - , Br - , Cl - , OH - , NO 3 - , SO 4 2- , PO 4 3-

возрастание трудности окисления анионов.

б) для растворимых(металлических) электродов :

анионы соли остаются в растворе, а окисляется материал растворимого металлического анода .

PAGE 7

катион +

анион −

Иомнное произведемние водым -- произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH? в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды. Вывод значения ионного произведения воды

Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует:

H2O + H2O - H3O+ + OH?илиH2O - H+ + OH?

Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле:

Концентрация ионов гидроксония (протонов);

Концентрация гидроксид-ионов;

Концентрация воды (в молекулярной форме) в воде;

При 25 °C константа диссоциации воды равна 1,8Ч10?16моль/л. Уравнение (1) можно переписать как: Обозначим произведение K· = Kв = 1,8Ч10?16 моль/л·55,56 моль/л = 10?14мольІ/лІ = · (при 25 °C).

Практическое значение ионного произведения воды велико, так как оно позволяет при известной кислотности (щёлочности) любого раствора (то есть при известной концентрации или ) найти соответственно концентрации или . Хотя в большинстве случаев для удобства представления пользуются не абсолютными значениями концентраций, а взятыми с обратными знаком их десятичными логарифмами -- соответственно, водородным показателем (pH) и гидроксильным показателем (pOH).

Так как Kв -- константа, при добавлении к раствору кислоты (ионов H+), концентрация гидроксид-ионов OH? будет падать и наоборот. В нейтральной среде = = моль/л. При концентрации > 10?7 моль/л (соответственно, концентрации < 10?7 моль/л) среда будет кислой; При концентрации > 10?7 моль/л (соответственно, концентрации < 10?7 моль/л) -- щелочной.

Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель рН

Вода представляет собой слабый амфотерный электролит:

Н2О Н+ + ОН-или, более точно:2Н2О Н3О+ + ОН-

Константа диссоциации воды при 25оС равна: Такое значение константы соответствует диссоциации одной из ста миллионов молекул воды, поэтому концентрацию воды можно считать постоянной и равной 55,55 моль/л (плотность воды 1000 г/л, масса 1 л 1000 г, количество вещества воды 1000г:18г/моль=55,55 моль, С=55,55 моль: 1 л = 55,55 моль/л). Тогда

Эта величина постоянная при данной температуре (25оС), она называется ионным произведением воды KW:

Диссоциация воды - процесс эндотермический, поэтому с повышением температуры в соответствии с принципом Ле-Шателье диссоциация усиливается, ионное произведение возрастает и достигает при 100оС значения 10-13.

В чистой воде при 25оС концентрации ионов водорода и гидроксила равны между собой:

10-7 моль/л Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксила равны между собой, называются нейтральными. Если к чистой воде прибавить кислоту, концентрация ионов водорда повысится и станет больше, чем 10-7 моль/л, среда станет кислой, при этом концентрация ионов гидроксила мгновенно изменится так, чтобы ионное произведение воды сохранило свое значение 10-14. Тоже самое будет происходить и при добавлении к чистой воде щелочи. Концентрации ионов водорода и гидроксила связаны между собой через ионное произведение, поэтому, зная концентрацию одного из ионов, легко вычислить концентрацию другого. Например, если = 10-3 моль/л, то = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 моль/л, или, если = 10-2 моль/л, то = KW/ = 10-14/10-2 = 10-12 моль/л. Таким образом, концентрация ионов водорода или гидроксила может служить количественной характеристикой кислотности или щелочности среды.

На практике пользуются не концентрациями ионов водорода или гидроксила, а водородным рН или гидроксильным рОН показателями.Водородный показатель рН равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода:

Гидроксильный показатель рОН равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов гидроксила:

рОН = - lg

Легко показать, прологарифмировав ионное произведение воды, что

рН + рОН = 14

Если рН среды равен 7 - среда нейтральная, если меньше 7 - кислая, причем чем меньше рН, тем выше концентрация ионов водорода. pН больше 7 - среда щелочная, чем больше рН, тем выше концентрация ионов гидроксила. Чистая вода очень плохо проводит электрический ток, но всё же обладает измеримой электропроводностью, которая объясняется небольшой диссоциацией воды на ионы водорода и гидроксид-ионы. По величине электропроводности чистой воды можно определить концентрацию ионов водорода и гидроксид-ионов в воде.

Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то концентрация недиссоциированных молекул в воде практически равна общей концентрации воды, поэтому из выражения для константы диссоциации воды получакм, что для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная. Эта постоянная величина называется ионным произведением воды.

Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы, называются нейтральными. В кисдых растворах больше ионов водорода, в щелочных - гидроксид-ионов. Но произведение их концентраций всегда постоянно. Это означает, что если известна концентрация ионов водорода в водном растворе, то тем самым и определена и концентрация гидроксид-ионов. Поэтому как степень кислотности, так и степень щёлочности раствора можно количественно охарактеризовать концентрацией ионов водорода:

Кислотность или щёлочность раствора можно выразить более удобным способом: вместо концентрации ионов водорода указывают её десятичный логарифм, взятый с обратным знаком. Последняя величина называется водородным показателем и обозначается рН:. Отсюда ясно, что в нейтральном растворе pH=7; в кислых растворах рН<7 и тем меньше, чем кислее раствор; в щелочных растворах рН>7, и тем больше, чем больше щёлочность раствора.

Для измерения рН существуют различные методы. Приближённо реакцию раствора можно определить с помощью специальных реакторов, называемых индикаторами, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода. Наиболее распространены метиловый оранжевый, метиловый красный, фенолфталеин и лакмус.

Статьи по теме