- •Э.А. Гюннер, в.Ф. Шульгин общая химия
- •Введение Предмет и структура химии
- •1. Химическая атомистика
- •1.1. Основные положения и понятия химической атомистики
- •1.2. Стехиометрические законы химии
- •1.3. Методы определения молекулярных масс и атомных масс
- •Методы определения молекулярных масс.
- •1.3.2. Методы определения атомных масс.
- •2. Основы теории строения атома
- •2.1. Предпосылки возникновения квантово-механической теории
- •2.2. Постулаты квантово-механической теории
- •2.3. Волновая функция. Уравнение Шредингера
- •2.4. Атом водорода. Одноэлектронные атомарные ионы
- •2.5. Многоэлектронные атомы
- •3. Периодический закон д.И. Менделеева в свете квантово-механических представлений
- •3.1. Современная формулировка Периодического закона
- •3.2. Структура периодической системы элементов: периоды, группы, подгруппы элементов
- •3.3. Закономерности изменения свойств элементов в периодах и подгруппах периодической системы
- •3.3.1. Эффективный заряд ядра.
- •3.3.2. Атомные радиусы.
- •3.3.3. Энергия ионизации.
- •3.3.4. Сродство к электрону.
- •3.3.5. Электроотрицательность.
- •3.3.6. Степени окисления элементов.
- •3.4. Элементы-аналоги. Виды аналогии в периодической системе элементов
- •3.4.1. Групповая аналогия.
- •3.4.2. Типовая аналогия.
- •3.4.3. Электронная аналогия.
- •VI группа I группа
- •3.4.4. Слоевая аналогия.
- •3.4.5. Контракционная аналогия (шринк-аналогия).
- •3.4.6. Горизонтальная аналогия.
- •3.4.7. Диагональная аналогия.
- •4. Атомное ядро. Радиоактивность
- •4.1. Элементарные частицы
- •4.2. Теория строения атомных ядер
- •4.3. Ядерные реакции
- •4.4.Радиоактивность. Типы радиоактивного распада
- •4.5. Законы радиоактивного распада
- •4.6. Естественная радиоактивность. Радиоактивные ряды. Радиоактивное равновесие
- •4.7. Искусственная радиоактивность. Изотопная индикация
- •4.8. Новые химические элементы
- •4.9. Эволюция элементов во Вселенной
- •5. Химическая связь и строение молекул
- •5.1. Химическая связь. Параметры химической связи. Валентность
- •5.2. Метод валентных связей
- •5.2.1. Основные принципы метода валентных связей.
- •5.2.2. Насыщаемость ковалентной связи. Механизм образования двухцентровой связи.
- •5.2.3. Направленность ковалентной связи. Гибридизация электронных орбиталей.
- •5.2.4. Кратность ковалентной связи.
- •5.2.5. Делокализованные многоцентровые связи. Теория резонанса.
- •5.2.6. Предсказание геометрической формы молекул.
- •5.2.7. Неполярные и полярные связи. Типы ковалентных молекул.
- •5.2.8. Недостатки метода валентных связей.
- •5.3. Метод молекулярных орбиталей
- •5.3.1. Основные принципы метода молекулярных орбиталей.
- •5.3.2. Применение метода молекулярных орбиталей.
- •5.3.2.1. Двухатомные молекулы.
- •5.3.2.2. Молекулы, состоящие из трех и более атомов.
- •5.4. Ионная связь
- •5.4.1. Особенности ионной связи. Свойства ионных соединений.
- •5.4.2. Типы кристаллических решеток ионных соединений. Ионные радиусы.
- •5.3.3. Энергия ионной кристаллической решетки.
- •5.4.4. Поляризация ионов.
- •5.5. Металлическая связь. Зонная теория кристаллов
- •5.6. Межмолекулярное взаимодействие
- •5.7. Водородная связь
- •6. Координационные соединения
- •6.1. Координационные соединения. Основные положения координационной теории
- •6.2. Классификация координационных соединений
- •6.3. Номенклатура координационных соединений
- •6.4. Изомерия координационных соединений
- •6.5. Химическая связь в координационных соединениях
- •6.5.1. Метод валентных связей
- •6.2. Теория кристаллического поля
- •6.3. Метод молекулярных орбиталей
- •6.7. Реакции внешнесферного и внутрисферного замещения. Принцип транс-влияния
- •7. Агрегатные состояния вещества
- •7.1. Типы агрегатного состояния
- •7.2. Твердое состояние вещества
- •7.2.1. Кристаллическое состояние.
- •7.2.2. Аморфное состояние.
- •7.3. Жидкое состояние вещества
- •7.4. Газообразное состояние вещества
- •7.5. Плазма
- •8. Теория химических процессов
- •8.1. Предмет и основные понятия теории химических процессов
- •8.2. Основы химической термодинамики
- •8.2.1. Термодинамические функции. Внутренняя энергия и первый закон термодинамики. Энтальпия.
- •8.2.2. Термохимия. Закон Гесса.
- •8.2.3. Энтропия. Второй и третий законы термодинамики.
- •8.2.4. Свободная энергия Гиббса. Направление химического процесса.
- •8. Химическая кинетика
- •8.3.1. Предмет химической кинетики. Скорость химической реакции. Энергия активации.
- •8.3.2. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Катализаторы и катализ.
- •8.3.3. Кинетическая классификация реакций.Молекулярность и порядок реакции. Механизмы реакций.
- •8.3.4. Некоторые типы многостадийных реакций.
- •8.4. Химическое равновесие
- •8.4.1. Обратимые и необратимые реакции. Состояние химического равновесия.
- •8.4.2. Смещение химического равновесия.
- •9. Растворы
- •9.1. Общая характеристика растворов
- •9.2. Разбавленные растворы неэлектролитов. Коллигативные свойства растворов
- •9.3. Растворы электролитов
- •9.3.1. Электролиты. Теория электролитической диссоциации (ионизации).
- •9.3.2. Теория растворов слабых электролитов.
- •9.3.2.1. Степень ионизации слабых электролитов и методы ее определения.
- •9.3.2.2. Равновесия в растворах слабых электролитов.
- •6,5·10-4 Моль/л
- •9.3.3. Теория сильных электролитов.
- •9.3.4. Обменные реакции в растворах электролитов.
- •9.3.4.1. Типы обменных реакций в растворах электролитов.
- •9.3.4.2. Гидролиз солей.
- •9.3.5. Теории кислот и оснований.
- •9.3.6. Окислительно-восстановительные реакции в растворах.
- •9.3.6.1.Общая характеристика окислительно-восстановительных реакций.
- •9.3.6.2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
- •9.3.6.3. Электродные потенциалы. Направление окислительно-восстановительных реакций. Гальванический элемент.
- •9.3.6.4. Электролиз.
- •9.4. Коллоидные растворы
- •9.4.1. Общая характеристика коллоидных растворов и методы их получения.
- •9.4.2. Строение коллоидных частиц.
- •9.5. Твердые растворы
- •Список рекомендуемой литературы
9.3.6.3. Электродные потенциалы. Направление окислительно-восстановительных реакций. Гальванический элемент.
Рассмотрим процессы, которые будут наблюдаться, если металлическую пластинку (электрод) опустить в воду. Поскольку все вещества в какой-то мере растворимы, в такой системе начнет протекать процесс перехода в раствор катионов металла с их последующей гидратацией. Освобождающиеся при этом электроны будут оставаться на электроде, сообщая ему отрицательный заряд. Отрицательно заряженный электрод будет притягивать катионы металла из раствора, в результате чего в системе установится равновесие
M Mn+ + ne- , (9-67)
при котором электрод будет иметь отрицательный заряд, а прилегающий к нему слой раствора - положительный. Уравнение (9-67) описывает полуреакцию, для которой окисленной формой являются катионы Mn+, а восстановленной формой - атомы металла М.
Если в рассматриваемую систему ввести соль, отщепляющую при диссоциации катионы Mn+, равновесие
(9-67) сместится в сторону обратной реакции; при достаточно высоком значении концентрации Mn+ становится возможным осаждение ионов металла на электроде, который при этом приобретет положительный заряд, тогда как прилегающий к поверхности электрода слой раствора, содержащий избыток анионов, зарядится отрицательно. Знак заряда электрода в конечном итоге будет определяться химической активностью металла, способствующей появлению отрицательного заряда, и концентрацией катиона металла в растворе, увеличение которой способствует появлению положительного заряда. Однако в любом случае в такой системе формируется двойной электрический слой и возникает скачок потенциала на границе раздела электрод - раствор.
Скачок потенциала на границе раздела электрод - раствор называется электродным или окислительно-восстановительным потенциалом.
В рассмотренном нами примере металл электрода подвергался химическим изменениям. Это условие отнюдь не является обязательным для возникновения электродного потенциала. Если какой-либо инертный электрод (графитовый, платиновый) погрузить в раствор, содержащий окисленную и восстановленную формы (ОФ и ВФ) какой-то полуреакции, то на границе раздела электрод - раствор также возникнет скачок потенциала. Возникновение электродного потенциала в этом случае будет определяться протеканием полуреакции
ОФ + ne- ВФ (9-67)
Смещение равновесия (9-67) в сторону прямой реакции будет способствовать появлению на электроде положительного заряда, а в сторону обратной реакции - отрицательного. Электрод при этом не будет изменяться химически; он будет лишь служить источником или приемником электронов, присоединяемых или отдаваемых веществами, восстанавливающимися или окисляющимися на поверхности электрода.
Таким образом, любая окислительно-восстановительная реакция может быть охарактеризована определенным значением окислительно-восстановительного потенциала. Значение электродного потенциала зависит от природы и концентрации окисленной и восстановленной форм, а также от температуры. Эта зависимость выражается уравнением Нернста
(9-68)
где R - универсальная газовая постоянная, Т - абсолютная температура, n - число электронов, соответствующее переходу окисленной формы в восстановленную, F - число Фарадея (96485 Кл·моль-1), Cox и Cred - концентрации окисленной и восстановленной формы, x и y - коэффициенты в уравнении полуреакции, Е˚ - электродный потенциал, отнесенный к стандартным условиям (р = 101,326 кПа, Т = 298 К, Cox = Cred =1 моль/л). Величины Е˚ называют стандартными электродными потенциалами.
Абсолютные значения электродных потенциалов измерить невозможно: использование любых измерительных приборов в этом случае привело бы к появлению новых, контактных, разностей потенциалов. Однако можно определить относительные значения электродных потенциалов, сравнивая измеряемый потенциал с другим, принятым за эталон. В качестве такого эталонного потенциала используют стандартный потенциал водородного электрода. Водородный электрод представляет собой платиновую пластинку, покрытую слоем пористой платины (платиновая чернь) и погруженную в раствор серной кислоты с активностью катионов водорода, равной 1 моль/л, при температуре 298 К. Платиновая пластинка насыщается водородом под давлением, равным 101,326 кПа (рис. 66). Абсорбированный платиной водород является более активным компонентом, чем платина, и электрод ведет себя так, как если бы он бы выполнен из водорода. В результате в системе возникает электродный потенциал за счет полуреакции
Н2 2Н 2Н+ + 2е-
Этот потенциал условно принимают равным нулю. Если окисленная форма той или иной полуреакции является более активным окислителем, чем катион водорода, значение электродного потенциала этой полуреакции будет величиной положительной, в противном случае - отрицательной. Величины стандартных электродных потенциалов приводят в справочных таблицах.
Рис. 66. Схема строения водородного электрода
Уравнение (9-68) позволяет рассчитывать значения электродных потенциалов при различных условиях. Пусть требуется определить электродный потенциал полуреакции
MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O,
если температура равна 320 К, а текущие концентрации MnO4-, Mn2+ и Н+ равны соответственно 0,800, 0,0050 и 2,00 моль/л; значение Е˚ для этой полуреакции равно 1,51 В. В соответствии с (9-68)
Электродный потенциал связан с изменением свободной энергии Гиббса при протекании данной полуреакции. Пусть обратимая полуреакция, которой соответствует электродный потенциал Е, протекает в изобарно-изотермических условиях. Тогда работа, совершаемая системой, выразится уравнением
A = pΔV + w, (9-69)
где pΔV - работа расширения, а w - электрическая работа, совершаемая зарядом, перемещающимся между точками с разностью потенциалов Е. В соответствии с первым законом термодинамики тепловой эффект процесса
Qp = ΔU + A = ΔU + pΔV + w =ΔH + w,
откуда
ΔН = Qp – w,
а изменение свободной энергии Гиббса
ΔG = ΔH - TΔS = Qp -w - TΔS (9-70)
Однако для обратимого изобарно-изотермического процесса в соответствии с уравнением (8-26)
Qp = TΔS
следовательно
ΔG = -w
Если превращение моля окисленной формы в восстановленную сопровождается присоединением n электронов, то соответствующая электрическая работа
w = nFE
Отсюда для данной полуреакции
ΔG = -nFE (9-71)
или при стандартных условиях
ΔG˚ = -nFE˚ (9-72)
Электродные потенциалы могут быть использованы для определения направления окислительно-восстановительных процессов. Пусть окислительно-восстановительной реакции соответствуют полуреакции
X(1) + n1e- = Y(1); ΔG1 = -n1FE1, (9-73)
X(2) + n2e- = Y(2); ΔG2 = -n2FE2 (9-74)
Cовершенно очевидно, что одна из этих полуреакций должна протекать слева направо (процесс восстановления, сопровождающийся присоединением электронов), а другая - справа налево (процесс окисления, при котором электроны теряются). Изменение энергии Гиббса для рассматриваемой реакции будет определяться разностью электродных потенциалов полуреакций
ΔG = aΔG2 - bΔG1 = -nF(E2 - E1) (9-75)
где a и b - множители, уравнивающие число отданных и присоединенных в процессе реакции электронов (n = an1 = bn2). Чтобы реакция протекала самопроизвольно величина ΔG должна быть отрицательной, а это будет иметь место тогда, когда Е2 > Е1. Таким образом, в процессе ОВР из двух окисленных форм восстанавливается та, для которой электродный потенциал больше, а из двух восстановленных форм окисляется та, для которой электродный потенциал меньше. Если реакция протекает при стандартных условиях, то
ΔG˚ = -nF
и для определения ее направления достаточно сравнить электродные потенциалы полуреакций.
Пусть, например, необходимо определить направления реакции
MnO4- + 5Fe2+ + 8H+ = Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O (9-76)
при стандартных условиях. Запишем уравнения перехода двух окисленных форм в восстановленные и по справочным таблицам найдем соответствующие значения электродных потенциалов:
Fe3+ + 1e- = Fe2+ │5 ; E = 0,77 B; (9-77)
MnO4- + 8H+ +5e- = Mn2+ +5Fe2+ +4H2O │1 ; E = 1,51 B; (9-78)
Поскольку Е > E , полуреакция (9-78) будет протекать слева направо, а полуреакция (9-77) - справа налево. Таким образом, процесс (9-76) будет протекать в направлении прямой реакции. Как видно из приведенного примера, электродные потенциалы сравнивают независимо от того, сколько электронов участвует в полуреакциях. Это связано с тем, что число электронов уже учтено в уравнении (9-71), согласно которому
Потенциалы полуреакций уже отнесены к одному электрону, в силу чего нет необходимости как-либо изменять эти величины. Если бы мы рассчитывали величины ΔG, то числа электронов, отданных восстановителем и присоединенных окислителем, как видно из уравнения (9-71) следовало бы учесть.
Используя значения электродных потенциалов, можно рассчитать константу равновесия ОВР. Решим эту задачу для реакции (9-76). Уравнения электродных потенциалов, обеспечивающих равновесие, в соответствии с (9-68), (9-77) и (9-78) примут вид:
,
(концентрацию воды можно считать постоянной). Поскольку система находится в состоянии равновесия, то для нее ΔG, а, следовательно, и Е2 - Е1, равны нулю, откуда
Следовательно
( 9-79)
где К - константа равновесия реакции (9-76). Решая уравнение (9-79) относительно К, имеем:
Реакция (9-76), таким образом, является практически необратимой.
Окислительно-восстановительные реакции, как уже указывалось, сопровождаются переносом электронов от восстановителя к окислителю. Если разделить процессы окисления и восстановления в пространстве, можно получить направленный поток электронов, т.е. электрический ток. Устройства, в которых химическая энергия окислительно-восстановительной реакции преобразуется в энергию электрического тока, называются химическим источниками тока или гальваническими элементами.
В простейшем случае гальванический элемент состоит из двух полуэлементов - сосудов, заполненных растворами соответствующих соединений, в которые погружены электроды. Полуэлементы соединены U-образной трубкой (сифоном), заполненной раствором электролита, или полупроницаемой мембраной, что дает возможность ионам переходить из одного полуэлемента в другой. Если электроды не соединены внешним проводником, то полуэлементы находятся в состоянии равновесия, обеспечиваемым определенным зарядом на электродах. Если же цепь замкнуть, равновесие нарушается, так как электроны начнут переходить с электрода, имеющего меньший электродный потенциал, на электрод с большим электродным потенциалом. В результате в системе начнет протекать окислительно-восстановительная реакция, причем на электроде с большим значением потенциала будет идти процесс восстановления, а на электроде с меньшим значением потенциала - процесс окисления. Электрод, на котором протекает реакция восстановления, называется катодом; электрод, на котором протекает реакция окисления, называется анодом.
В качестве примера рассмотрим элемент Даниэля-Якоби, который состоит из медного и цинкового электродов, погруженных в растворы сульфатов этих металлов (рис. 67).
Рис. 67. Схема строения медно-цинкового гальванического элемента
В этом элементе окисленными формами являются катионы Zn2+ и Cu2+, восстановленными формами - цинк и медь. Уравнения полуреакций для системы имеют вид:
Zn2+ + 2e- = Zn0; E = -0,76 B (9-80)
Cu2+ + 2e- = Cu0; E = 0,34 B (9-81)
Поскольку Е > E , полуреакция (9-80) будет протекать справа налево, а реакция (9-81) - слева направо, т.е. в системе будет протекать реакция
Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu
Процесс будет идти до тех пор, пока не растворится цинковый электрод или не разрядятся все ионы меди. В случае медно-цинкового элемента катодом является медный электрод (на нем ионы Cu2+ восстанавливаются до металлической меди), а анодом - цинковый электрод (на нем атомы цинка окисляются до ионов Zn2+). Электродвижущая сила элемента равна разности электродных потенциалов катода и анода
ΔЕ = Екатода - Е анода
При стандартных условиях
ΔЕ = 0,34 - (-076) = 1,10 В
Для записи гальванических элементов используют приведенную ниже форму:
Анод │ Анодный раствор ││ Катодный раствор │ Катод
Для анодного и катодного растворов указывают концентрации соответствующих ионов в момент начала работы гальванического элемента. Так, элементу Даниэля-Якоби с концентрациями CuSO4 и ZnSO4, равными 0,01 моль/л, отвечает запись:
Zn │ Zn2+ (0,01 M) ││ Cu2+ (0,01 M )│ Cu
Путем измерения ЭДС гальванических элементов определяют стандартные электродные потенциалы тех или иных полуреакций. Пусть, например, необходимо установить Е˚ полуреакции
Fe3+ + 1e- = Fe2+
Для этого достаточно собрать гальванический элемент
Pt│H2(г) (101,3 кПа), H+ (1M)││Fe3+ (1M), Fe2+ (1M) │Pt
и измерить его ЭДС. Последняя равна 0,77 В, откуда
0,77 + 0 = +0,77 В