5.9. Амфотерные гидроксиды.

Амфотерными гидроксидами называются соединения типа М(ОН)_n, которые, будучи практически нерастворимы в воде, взаимодействуют с кислотами и щелочами.

К ним относятся гидроксиды бериллия, цинка, алюминия, хрома(Ш), олова, свинца и др.

Двойственная природа амфотерных гидроксидов связана с тем, что они могут диссоциировать как по типу основания, так и по топу кислоты.

Например, в разбавленном растворе гидроксида цинка устанавливается равновесие:

H⁺ + ZnO₂^2-  HZnO₂^- + H⁺  Zn(OH)₂  ZnOH⁺ + OH^-  Zn²⁺ + OH^-



Zn(OH)₂

Осадок

Если к этой системе добавить кислоты, то увеличится концентрация катионов водорода и равновесие сместится вправо: гидроксид цинка будет вести себя как основание. При добавлении щелочи равновесие сместится влево, и гидроксид цинка будет вести себя как кислота.

Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O

Zn(OH)₂ + 2H⁺ = Zn²⁺ + 2H₂O

Zn(OH)₂ + KOH = KZn(OH)₃

Zn(OH)₂ + OH^- = Zn(OH)₃^-.

5.10. Протолитические реакции.

Протолитические реакции протекают в жидкостях между двумя водородсодержащими молекулами и представляют собой процессы межмолекулярного переноса протона, например:

NH₃ + H₂O  NH₄⁺(aq) + OH^-(aq)

HClO₄ + H₂SO₄  H₂ClO₄⁺(solv) + HSO₄^-(solv)

Процессы межмолекулярного переноса протона подвержены сильному влиянию эффекта водородной связи.

Внутрикомплексный переход протона является промежуточной стадией реакции межмолекулярного обмена протоном (протолитической реакции):

XAH + BУ → ХА-Н…ВУ → ХА…НВУ → ХА^- + НВУ⁺.

Чем больше энергия водородной связи ХА-Н…ВУ, тем меньше энергия, необходимая для возникновения переходного состояния (промежуточного комплекса ХА^-…НВУ⁺),т.е. тем ниже энергия активации протолитической реакции. Уменьшение же энергии активации означает возрастание вероятности элементарного акта протолитической реакции и увеличение ее константы равновесия, отражающей глубину протекания реакции.

5.11. Произведение растворимости.

Абсолютно нерастворимых веществ нет. Даже труднорастворимые вещества в некоторой степени растворяются. Рассмотрим равновесие в системе: твердый электролитего насыщенный раствор.

КА_(тв.)  К⁺ + А^-, откуда

К = К⁺^-

или ⁺^-

где К – константа равновесия. Произведение двух постоянных в правой части уравнения также является постоянной величиной, называемой произведением растворимости и обозначаемой ПР

ПР = ⁺^-

Таким образом, произведение растворимости – это произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в насыщенном растворе. При постоянной температуре это величина постоянная.

Правило ПР имеет два следствия: 1) если произведение концентраций ионов превышает величину ПР, то выпадает осадок; 2) если произведение концентраций ионов не достигает величины ПР, то осадок образоваться не может.

3.5.15.5.

Глава 6. Электрохимия металлов

6.1Электродные потенциалы. Гальванический элемент

Металлы составляют большую часть таблицы Д.И.Менделеева. Наиболее распространенными являются: Al – 7,45%, Fe – 4,2%, Ca – 3,25%, Na – 2,4%, Mg – 2,35%, K – 2,35%.

Все характерные свойства металлических твердых тел обусловлены Природой металлов, особенностью химической связи и строением кристаллической решетки. Для металлических твердых тел характерны высокая теплопроводность, электропроводность, пластичность, деформируемость, высокая плотность, а также способность терять электроны – восстановительная активность.

Величиной, характеризующей восстановительную способность металлических твердых тел, а также окислительные свойства ионов металлов в водных растворах, является электродный потенциал, который обозначается  и измеряется в вольтах (В).

Электрод – это в данном случае металл, в твердом состоянии, погруженный в воду или в водный раствор своей соли. Электродный потенциал (_Ме) описывается общим уравнением на его границе с окружающей средой: Ме – ne + mH₂OМе^n+.mH₂O – гидратированный ион металла. Стандартным электродным потенциалом (^о) называют электродный потенциал металла, возникающий при погружении его в раствор соли собственного иона с активностью (или концентрацией), равной 1 молю на литр (1 моль/литр), измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом, потенциал которого при Т = 293 К и Р = 1,01 * 10⁵ Па условно принимается равным 0 (^о = 0, G^о = 0). Стандартные электродные потенциалы описывают процесс равновесия описывают процесс равновесия Ме – ne = Меⁿ⁺; являются характеристикой окислительно-восстановительного равновесия и характеризуют природу металла. Располагая металлы в ряд по мере возрастания их стандартных электродных потенциалов (^о), получаем ряд напряжений, который дает следующую информацию (прил. 4):

• чем более отрицательное значение потенциала, тем более активен металл, тем легче он окисляется;

• чем более положительное значение потенциала, тем легче идет восстановление иона металла;

• каждый вышестоящий металл способен вытеснять нижестоящий из раствора его соли.