Условие протекания реакции в растворе.

Реакции, протекающие в растворах между электролитами, называются реакциями ионного обмена. (Реакции ионного обмена – это реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов).

Реакции обмена в растворах электролитов протекают в направлении связывания ионов.

Итак, реакции ионного обмена протекают до конца, если: 1) образуется осадок; 2) выделяется газ; 3) образуется малодиссоциирующее вещество – вода.

Если в растворах нет таких ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа или воды, то реакция является обратимой, например, при взаимодействии растворов хлорида калия и нитрата натрия не происходит связывания ионов:

KCl + NaNO₃ D KNO₃ + NaCl

K⁺ + Cl^- + Na⁺ + NO₃^- D K⁺ + NO₃^- + Na⁺ + Cl^-

№24

Гидролиз солей — разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах растворимых солей-электролитов.

1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):CO₃²⁻ + H₂O = HCO₃⁻ + OH^{− ;} Na₂CO₃ + Н₂О = NaHCO₃ + NaOH ; (раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени) ; 2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону): Cu₂⁺ + Н₂О = CuOH⁺ + Н⁺

CuCl₂ + Н₂О = CuOHCl + HCl ; (раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени) ; 3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания: ; 2Al₃⁺ + 3S₂⁻ + 6Н₂О = 2Al(OH)₃(осадок) + ЗН₂S(газ) ; Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S ;

(равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа).

№25

Растворимость – это способность вещества образовывать с другим веществом однородную, термодинамически устойчивую систему, состоящую из двух или большего числа компонентов.

Произведение растворимости — произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении.

Осадки выпадают в том случае, если хотя бы часть элементов, составляющих облако (капелек или кристалликов), по каким-то причинам укрупняется.

Растворение осадка начинается тогда, когда по какой-либо причине ионное произведение малорастворимого электролита станет меньше величины произведение растворимости.

№26

Все химические реакции можно разделить на дватипа. К первому изих относятся  реакции, протекающие без изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

Например:   ⁼    = 

Как видно, степень окисления каждого из атомов до и после реакции осталась без изменения.

Ко второму типу относятся реакции, идущие с изменением степени окисления атомов реагирующих веществ.

Например:   =    = 

Рассмотрим основные положения теории окислительно-восстановительных реакций.

1. Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.

Например:Al – 3e^- = Al³⁺       Fe²⁺ - e^- = Fe³⁺ H₂ – 2e^- = 2H⁺       2Cl^- - 2e^- = Cl₂

При окислении степень окисления повышается.

2. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Например:S + 2е^- = S^2-  Сl₂ + 2е- = 2Сl^-  Fe³⁺ + e- = Fe²⁺

При восстановлении степень окисления понижается.

3. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны называются восстановителями. Во время реакции они окисляются. Атомы, молекулы или ионы,присоединяющие электроны, называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются. Так как атомы, молекулы и ионы входят в состав определенных веществ, то и эти вещества соответственно называются восстановителями или окислителями.

4. Окисление всегда сопровождается восстановлением, и наоборот, восстановление всегда связано с окислением, что можно выразить уравнениями:

Восстановитель – е^-   Окислитель Окислитель + е^-   Восстановитель

Поэтому окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановле­ния.

Число электронов, отдаваемых восстановителем,  равно числу электронов, присоединяемых окислителем.

№27

Направление окислительно-восстановительной реакции. Если энергия Гиббса окислительно-восстановительных реакции ниже нуля (dG<0), то реакция может протекать в прямом направлении. Если же указанная энергия выше нуля (dG>0), возможна лишь обратная реакция. Энергию Гиббса приводятся в справочниках. Рассмотрим для примера направление реакций взаимодействия магния и палладия с водой. Энергия Гиббса реакции

Mg⁰ + H₂⁺¹O^-2 (ж) = Mg⁺² O^-2 + H₂ ⁰

при стандартных состояниях и 298К равна -94,5 кДж/моль. ОТ сюда следует, что окисление магния водой в этих условиях возможно, а обратная реакция окисления водорода оксидом магния невозможна.

Энергия Гиббса реакции Pd⁰ + H₂⁺¹O^-2 = Pd⁺²O^-2 – H₂⁰ при стандартных состояниях и 298К равна +126,5 кДж/моль. Отсюда окисление палладия водой пир этих условиях невозможно, а обратная реакция окисления водорода оксидом палладия вполне возможна. Следует напомнить, что термодинамика только указывает направление процессов. Реальная скорость процессов зависит от их кинетических констант и условий проведения.

№28

Металл становится заряженным отрицательно, а раствор – положительно. Положительно заряженные ионы из раствора притягиваются к отрицательно заряженной поверхности металла. На границе металл-раствор возникает двойной электрический слой. Между металлом и раствором возникает разность потенциалов, которая называется электродным потенциалом или потенциалом электрода.

Равновесие имеет динамический характер, процессы при равновесии идут с одинаковой скоростью в прямом и обратном направлениях. Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции, называется равновесным электродным потенциалом.

Стандартный электродный потенциал, обозначаемый E^o, E⁰, или E^O, является мерой индивидуального потенциала обратимого электрода (в равновесии) в стандартном состоянии,

Вычисление стандартных электродных потенциалов

невозможно определить величину для каждого электрода в паре, используя эмпирически полученный потенциал гальванической ячейки. Для этого установлен стандартный водородный электрод, для которого этот потенциал точно определён и равен 0,00 В, и любой электрод, для которого электронный потенциал ещё неизвестен, может быть соотнесён со стандартным водородным электродом с образованием гальванической ячейки — и в этом случае потенциал гальванической ячейки даёт потенциал неизвестного электрода.

Так как электродные потенциалы традиционно определяют как восстановительные потенциалы, знак окисляющегося металлического электрода должен быть изменён на противоположный при подсчёте общего потенциала ячейки. Например:(ур-е 1) Fe3+ + 3e− --> Fe(тв) −0.036 В ;

(ур-е 2) Fe2+ + 2e− --> Fe(тв) −0.44 В ;Для получения третьего уравнения:(ур-е 3) Fe3+ + e− --> Fe2+ (+0.77 В)

уравнения Нернста:

№29

Электрод - часть электрохимической системы, включающая в себя проводник и окружающий его раствор.

Водородный электрод — Водородный электрод (ВЭ) представляет собой пластинку или проволоку из металла, хорошо поглощающего газообразный водород (обычно используют платинуили палладий), насыщенную водородом (при атмосферном давлении) и погруженную в водный раствор, содержащий ионы водорода. .