Химия для иностранцев 2013. Учебное пособие для иностранных учащихся подготовительного отделения Харьков
 Скачать 1.45 Mb.
|
|
щёлочность раствора. В кислых растворах преобладают ионы Н, в щелочных – ионы ОН, но произведение их концентраций в любых водных растворах остается постоянным. [H + ][OH – ] = 1 · 10 -14 , если [H + ] = [OH – ], то [H + ] = [OH – ] = 14 10 − = Растворы, в которых [H + ] = [OH – ] = 10 -7 моль/л называются нейтральными Если к нейтральному раствору (чистая вода) добавить кислоту, то концентрация ионов [H + ] увеличится (станет больше, чем 10 -7 моль/л), а концентрация ионов ОН 81 уменьшится. Например, если [H + ] = 10 -5 моль/л, а [H + ][OH – ] = 1 · 10 -14 , то [ ] 9 5 14 10 10 10 OH − − − − = = моль/л. Растворы, в которых [H + ] > [OH – ] называют кислыми ([H + ] > 10 -7 ). Растворы, в которых концентрация [H + ] < [OH – ] ([H + ] < 10 -7 ) называют щелочными. Пользоваться на практике такими цифрами неудобно, поэтому для количественной характеристики кислотности среды используют так называемый водородный показатель рН ("пэ аш", от латинского "pundus hydrogenium" – "вес водорода. Водородный показатель рН – это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода pH = – lg[H + ]. Аналогично pOH = – lg[OH – ]. Если [H + ] = 10 -7 моль/л, то pH = – lg10 -7 = 7 – среда нейтральная. Если [H + ] > 10 -7 моль/л (10 -6 , 10 -5 , 10 -4 …), то pH < 7 (6, 5, 4 …) – среда кислая. Если [H + ] < 10 -7 моль/л (10 -8 , 10 -9 , 10 -10 …), то pH > 7 (8, 9, 10 …) – среда щелочная. Так как [H + ][OH – ] = 10 -14 lg[H + ] + lg[OH – ] = -14 pH + pOH = 14 82 Кислотность раствора можно определить с помощью индикаторов. Индикаторы – это вещества, которые изменяют свой цвет в зависимости от рН раствора. Переход одного цвета индикатора в другой происходит в определенном интервале значений рН. Чаще всего в лабораторной практике используют такие индикаторы лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый. Контрольные вопросы и задания 1. Что определяет а) кислотность раствора б) щёлочность раствора 2. Что называется ионным произведением воды и отчего оно зависит 3. Что такое водородный показатель 4. Какой цвет имеют фенолфталеин и метиловый оранжевый в растворе а) NaOH, если c(NaOH) = 0,001 моль/л; б) HCl, если c(HCl) = 0,001 моль/л; в) чистая вода 8.5. Гидролиз солей В чистой воде среда нейтральная (рН = 7), водные растворы кислот имеют кислую реакцию (рН < 7), а водные растворы щелочей – щелочную (рН > 7). Практика показывает, что не только растворы кислот и оснований, но и растворы солей могут иметь щелочную или кислую реакцию. Причиной этого является гидролиз солей. Вводных растворах соли полностью диссоциируют на катионы и анионы KA → K + + A – 83 соль катион анион Кроме этих ионов вводном растворе всегда присутствуют ионы водорода и гидроксид -ионы, образующиеся вследствие диссоциации воды H 2 O H + + Если ионы воды Ни ОН при взаимодействии с ионами соли K + и A – образуют малодиссоциированное соединение, то идет гидролиз соли. Гидролиз солей – это обменная реакция соли с водой, в результате которой образуется слабый электролит. Все соли в зависимости от природы образующих ее катиона и аниона можно разделить на четыре группы. 1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой. Реакция среды щелочная (рН > 7). Например, соль цианид натрия NaCN образована сильным основанием NaOH и слабой кислотой HCN. При диссоциации соли (NaCN → Na + + CN – ) образуется анион CN – , который с ионом Н, образовавшимся в результате диссоциации воды (H 2 O H + + OH – ), образуют слабый электролит Н. Уравнения гидролиза соли NaCN записываем следующим образом NaCN + H 2 O HCN + NaOH – молекулярное уравнение Na + + CN – + H 2 O HCN + Na + + OH – – полное ионное уравнение CN – + H 2 O HCN + OH – – сокращенное ионное уравнение. Гидролиз идет по аниону, рН > 7. Если соль образована сильным основанием и слабой многоосновной кислотой, гидролиз может проходить ступенчато. Однако, как правило, на практике он идет только по первой ступени, тес участием одной молекулы воды I ступень Na 2 CO 3 + H 2 O NaHCO 3 + NaOH; 2Na + + − 2 3 CO + H 2 O Na + + − 3 HCO + Na + + OH – ; − 2 3 CO + H 2 O − 3 HCO + OH – ; pH > 7. 84 II ступень NaHCO 3 + H 2 O H 2 CO 3 + NaOH; Na + + − 3 HCO + H 2 O H 2 CO 3 + Na + + OH – ; − 3 HCO + H 2 O H 2 CO 3 + OH – ; pH > 7. Чтобы гидролиз прошел полностью (пои по II ступени, как правило, увеличивают температуру. 2. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой. Реакция среды кислая (рН < 7). Соль NH 4 Cl образована слабым основанием ОН (гидроксид аммония) и сильной кислотой HCl. При диссоциации соли (NH 4 Cl → + 4 NH + Cl – ) образуется ион аммония + 4 NH , который с ионом ОН, образовавшимся в результате диссоциации воды, образует слабый электролит ОН. Идет гидролиз соли NH 4 Cl + H 2 O NH 4 OH + HCl; + 4 NH + Cl – + H 2 O NH 4 OH + H + + Cl – ; + 4 NH + H 2 O NH 4 OH + Гидролиз идет по катиону, рН < 7 Если соль образована слабым многокислотным основанием и сильной кислотой, гидролиз может проходить ступенчато. Однако, как правило, на практике он идет только по первой ступени, тес участием одной молекулы воды I ступень FeCl 3 + H 2 O FeOHCl 2 + HCl; Fe 3+ + 3Cl – + H 2 O FeOH 2+ + 2Cl – + H + + Cl – ; Fe 3+ + H 2 O FeOH 2+ + H + ; рН < 7. II ступень FeOHCl 2 + H 2 O Fe(OH) 2 Cl + HCl; FeOH 2+ + 2Cl – + H 2 O ( ) + 2 OH Fe + Cl – + H + + Cl – ; FeOH 2+ + H 2 O ( ) + 2 OH Fe + H + ; рН < 7. III ступень Fe(OH) 2 Cl + H 2 O Fe(OH) 3 + HCl; 85 ( ) + 2 OH Fe + Cl – + H 2 O Fe(OH) 3 + H + + Cl – ; ( ) + 2 OH Fe + H 2 O Fe(OH) 3 + H + ; рН < 7. 3. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой. Соль ацетат аммония CH 3 COONH 4 образована слабым основанием ОН и слабой уксусной кислотой CH 3 COOH. Ионы CH 3 COO – и + 4 NH , образовавшиеся при диссоциации соли (CH 3 COONH 4 → CH 3 COO – + + 4 NH ) с ионами воды Ни ОН образуют слабые электролиты CH 3 COOH (уксусная кислота) и ОН (гидроксид аммония. Соль подвергается гидролизу CH 3 COONH 4 + H 2 O CH 3 COOH + ОН CH 3 COO – + + 4 NH + H 2 O CH 3 COOH + ОН рН ≈ 7. Значение рН среды в этом случае зависит от относительной силы образующихся кислоты и основания. Так как К Д (CH 3 COOH) ≈ К Д (NH 4 ОН), то раствор ацетата аммония имеет нейтральную реакцию. 4. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются, рН среды не изменяется (рН = 7). Соль хлорид натрия NaCl образована сильным основанием NaOH и сильной кислотой. Образовавшиеся при диссоциации ионы Na + и Cl – не образуют с ионами воды слабого электролита.Гидролиз не идет. Контрольные вопросы и задания 1. Какой процесс называют гидролизом 2. Составьте уравнения гидролиза следующих солей, укажите рН среды а) сульфида натрия б) хлорида меди (II); в) нитрата алюминия г) фосфата натрия д) карбоната калия е) хлорида цинка. 86 9. Гальванические элементы Гальванический элемент – это устройство, в котором энергия химической реакции превращается в электрическую. Гальванические элементы служат источниками постоянного тока. В качестве примера рассмотрим медно-цинковый гальванический элемент. Он состоит из двух электродов – цинкового и медного, погруженных в растворы солей ZnSO 4 и Рис. 4. Схема медно-цинкового гальванического элемента 1 – электроды 2 – растворы электролитов 3 – гальванометр 4 – "солевой мостик. Сосуды с растворами соединены "солевым мостиком" (изогнутая стеклянная трубка, заполненная обычно раствором KCl или NH 4 NO 3 ). В замкнутом гальваническом элементе происходит взаимодействие между металлом (Zn) и раствором соли другого металла, которые не соприкасаются друг с другом. Почему это происходит На границе между металлом и раствором его соли возникает скачок потенциала, который называют электродным потенциалом ме- талла Его определяют относительно нормального водородного электрода, потенциал которого принимают равным нулю. Измеряя электродные потенциалы металлов при стандартных условиях ϕ 0 (t = 25 С, р = 1.013 · 10 5 Па, получим ряд стандартных потенциалов металлов (ряд напряжений Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Ni Sn Pb ϕ 0 , B -3.04 -2.92 -2.87 -2.71 -2.36 -1.66 -1.18 -0.76 -0.74 -0.44 -0.40 -0.25 -0.14 -0.13 H Cu Ag Hg Au ϕ 0 , B 0 0.34 0.80 0.85 1.50 87 Электрохимический ряд стандартных электродных потенциалов металлов характеризует их окислительно-восстановительные свойства только вводных растворах. С увеличением значения ϕ 0 восстановительная способность металлов уменьшается, те. металлические свойства (способность отдавать электроны) проявляются слабее. В гальваническом элементе обязательно есть два электрода анод и катод. Анодом будет тот электрод, потенциал которого меньше. На нем идет процесс окисления, при этом металл- восстановитель растворяется. Катод – металл с более высоким значением потенциала. На нем идет процесс восстановления. Электроны движутся от анода к катоду. В медно-цинковом гальваническом элементе цинк является анодом ( ϕ 0 = -076 В, а медь ( ϕ 0 = 0,34 В) – катодом. Процесс взаимодействия цинка с сульфатом меди Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu состоит из двух процессов, протекающих одновременно, – окисления цинка (анодный процесс) и восстановления ионов меди (II) (катодный процесс Анод Zn – 2e – = Катод Cu 2+ + 2e – = Cu Zn + Cu 2+ = Zn 2+ + Электродвижущая сила Е (ЭДС) гальванического элемента равна разности потенциалов его электродов Е = катода – ϕ (анода) Схему гальванического элемента можно записать следующим образом Zn ⏐ZnSO 4 ⏐⏐CuSO 4 ⏐Cu Первым записывают металл, который является анодом. Затем раствор хорошо растворимой соли этого металла. Между ними ставят одну вертикальную черту (граница раздела. Границу между двумя растворами обозначают двумя вертикальными линиями. Потенциал электрода ϕ рассчитывают по уравнению Нернста: [ ] + + = z Me lg 059 0 0 z ϕ ϕ , где ϕ 0 – стандартный электродный потенциал z – количество электронов, участвующих в окислительно-восстановительном процессе [Me Z+ ] – концентрация ионов металла. Контрольные вопросы и задания 1. Что называют гальваническим элементом 2. Из чего состоит гальванический элемент 3. Записать схему гальванического элемента, состоящего из свинцового и цинкового электродов, опущенных в растворы соответствующих солей. 10. Электролиз Электролиз – это окислительно-восстановительный процесс, который происходит на электродах при пропускании электрического тока через расплавили раствор электролита. Если в растворили расплав электролита опустить два электрода и подсоединить их к источнику постоянного тока, то движение ионов станет направленным положительные ионы (катионы) будут двигаться к катоду, который имеет отрицательный потенциал, отрицательные ионы (анионы) – к аноду, который имеет положительный потенциал. Катионы у катода присоединяют электроны (восстанавливаются, превращаясь в нейтральные атомы. На катоде идет процесс восстановления. Анионы у анода отдают электроны (окисляются. На аноде идет процесс окисления. Процесс восстановления катионов на катоде называют катодным процессом. Процесс окисления анионов, который происходит на аноде, называют анодным процессом. При этом на электродах ив растворе химические реакции осуществляются с помощью электрического тока. Процесс электролиза не может происходить самопроизвольно, для его проведения необходима энергия электрического тока, который подводят извне. При работе гальванического элемента, наоборот, энергия химической реакции, которая протекает в нем самопроизвольно, превращается в электрическую энергию. Поэтому электроды при проведении электролиза имеют противоположные знаки зарядов по сравнению с гальваническим элементом при электролизе катод заряжен отрицательно, а анод – положительно Рассмотрим процессы, которые протекают при пропускании электрического тока через расплав хлорида натрия NaCl. Катионы натрия Na + перемещаются к отрицательно заряженному электроду (катоду, где восстанавливаются, взаимодействуя с электронами, которые поступают по внешней цепи Na + + 1e – = Na катодный процесс Анионы хлора Cl – перемещаются к положительно заряженному электроду аноду, где окисляются, отдавая электроны 2 Cl – – 2e – = Cl 2 анодный процесс Схема электролиза расплава хлорида натрия NaCl ↑↓ (–) Катод ← Na + + Анод (+) Na + + 1e – =Na 2 Cl – – 2e – = Cl 2 90 (–) Катод Na + + 1e – =Na 2 (+) Аноде+ электролиз 2Na + Cl 2 – ионное уравнение 2NaCl электролиз 2Na + Cl 2 – молекулярное уравнение При электролизе водных растворов электролитов кроме ионов электролита вводном растворе есть ионы Ни ОН – продукты диссоциации воды. Если в растворе одновременно находятся несколько ионов, то катодный и анодный процессы происходят в определённой последовательности среди катионов первым восстанавливается тот, потенциал которого больше, а среди анионов первым окисляется тот, потенциал которого меньше. Процессы, протекающие на катоде При электролизе водных растворов солей металлов, которые в ряду стандартных электродных потенциалов расположены после водорода, на катоде выделяется металл Се+ е = Hg При электролизе водных растворов солей металлов, которые в ряду стандартных электродных потенциалов расположены до марганца Mn ( Li, Na, K, Rb, Cs, Ca, Sr, Ba, Mg, AI ), на катоде выделяется водород Не Н или НО + е = Н + 2ОН – При электролизе водных растворов солей металлов, которые в ряду стандартных электродных потенциалов расположены между алюминием и водородом, на катоде одновременно выделяются металл и водород. Процессы, протекающие на аноде 91 Аноды бывают нерастворимые и растворимые. Нерастворимые аноды изготовлены обычно из угля или платины. Их называют еще инертными. Растворимые – из цинка, меди, никеля и других металлов. При электролизе с инертным анодом на нем происходит окисление анионов кислот или гидроксид – ионов. Так, при электролизе водных растворов солей бескислородных кислот (HCl, HBr, HI, HSCN, H 2 S и других) у нерастворимого анода окисляются анионы этих кислот 2 Cl – – 2e – = Cl 2 S 2– – 2e – = S При электролизе водных растворов солей кислородсодержащих кислоту инертного анода выделяется кислород НОН+ О + 4е – При электролизе водных растворов солей с растворимым анодом он сам окисляется, то есть отдает электроны во внешнюю цепь Ме Ме n+ + nе – Ионы металла Ме n+ переходят в раствор, анод растворяется. Пример. Составить схему электролиза водного раствора хлорида натрия NaCl. Решение NaCl ↑↓ (–) Катод ← Na + + Анод (+) НО+ 2e – = ОН + Н 2 Cl – – 2e – = Cl 2 2Na + (–) Катод НО + 2 ⎯e ОН + Н 1 (+) Аноде+ электролиз H 2 + Cl 2 + 2OH – 92 2H 2 O + 2NaCl электролиз H 2 + Cl 2 + 2NaOH Электролиз используют для получения наиболее активных металлов (Na, K, Ca, Mg, AI) и неметаллов (Н, F 2 , Cl 2 , O 2 ); щелочей KOH и NaOH. С помощью электролиза очищают металлы, покрывают один металл слоем другого металла. Электролиз используют для снятия точных копий с рельефных изделий (гальванопластика. Контрольные вопросы и задания 1. Что называют электролизом 2. Какой процесс называют а) катодным б) анодным 3. Какие процессы происходят на катоде и на аноде при электролизе раствора а) нитрата меди (II); б) хлорида калия в) сульфата никеля (II); г) сульфата натрия 4. Какой металл будет выделяться на катоде при электролизе раствора, содержащего ионы цинка (Zn 2+ ), свинца (Pb 2+ ) и железа (Fe 2+ )? 5. Где применяется электролиз на практике Литература 1. Капустян АИ, Табенская Т.В. Химия для студентов – иностранцев подготовительных факультетов вузов. – М Высшая школа, 1990. – 399 с. 2. Хомченко Г.П. Химия для поступающих в вузы. – М Высшая школа, 1985. – 367 с. 3. Хомченко І.Г. Загальна хімія. – К Вища школа, 1993. – 424 с. 4. Гройсман І.А. Хімія. Закони, схеми, формули, рівняння. Довідкове видання.– К ТОВ Логос, 1997. – 128 с. Глинка Н.Л. Общая химия. – Л Химия, 1988. – 702 с. 6. Рабинович В.А., Хавин З.Я. Краткий химический справочник. – Л Химия, 1978. – 392 с. 93 7. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія. – Ірпінь: ВТФ “Перун”, 1988. – 480 с. 94 Приложение Растворимость оснований, кислот и солей вводе Р" – вещество вводе растворимо Н" – вещество вводе нерастворимо М" – вещество вводе малорастворимо " |