- •Закон сохранения массы веществ
- •Закон постоянства состава
- •Закон кратных отношений
- •Закон Авогадро ди Кваренья (1811 г.)
- •Планетарная модель строения атома
- •Строение атома
- •Квантовые числа электронов
- •Принципы заполнения орбиталей
- •Полная электронная формула элемента
- •Полная электронная формула элемента
- •Периодический закон д. И. Менделеева
- •Физический смысл химической периодичности
- •Химическая связь
- •Ковалентная связь
- •Ионная связь
- •Водородная связь
- •Металлическая связь
- •Гибридизация орбиталей
- •Скорость химических реакций
- •Факторы, влияющие на скорость химических реакций.
- •Примеры
- •Закон действующих масс (к. Гульдберг, п.Вааге, 1867г.)
- •Химическое равновесие
- •Способы смещения равновесия
- •Ненасыщенные, насыщенные и перенасыщенные растворы
- •Концентрация растворов Способы выражения концентрации растворов
- •Растворение как физико-химический процесс
- •Растворимость
- •Концентрация растворов Способы выражения концентрации растворов
- •Теория электролитической диссоциации
- •Механизм электролитической диссоциации ионных веществ
- •Механизм электролитической диссоциации полярных веществ
- •Электролиты и неэлектролиты
- •Сильные электролиты
- •Слабые электролиты
- •Неэлектролиты
- •Степень диссоциации. Константа диссоциации
- •Произведение растворимости Определение
- •Образование осадков
- •Влияние концентрации растворов
- •Влияние количества осадителя
- •Влияние одноименного иона
- •Влияние температуры
- •Растворение осадков
- •Ионные реакции в растворе
- •Правила составления ионных уравнений реакций
- •Порядок составления ионных уравнений реакции
- •Условия необратимости реакций ионного обмена
- •Ионное произведение воды
- •PH раствора
- •Определение гидролиза
- •Отсутствие гидролиза в растворах
- •Гидролиз по катиону
- •Гидролиз по аниону
- •Гидролиз по катиону и аниону
- •Реакции обмена, сопровождаемые гидролизом
- •Количественные характеристики реакции гидролиза
- •Классификация неорганических веществ
- •Аллотропия
- •Основания
- •Получение
- •Оксиды Классификация
- •Получение
- •Химические свойства
- •Кислоты
- •Получение
- •Химические свойства
- •Средние соли Получение
- •Химические свойства
- •Расчет степени окисления
- •Реакции без и с изменением степени окисления
- •Реакции, в которых не изменяется степень окисления элементов:
- •Окисление, восстановление
- •Окислительно-восстановительные свойства вещества и степени окисления входящих в него атомов
- •Важнейшие восстановители и окислители
- •Классификация окислительно-восстановительных реакций Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции
- •Внутримолекулярные окислительно- восстановительные реакции
- •Типичные реакции окисления-восстановления Реакции с участием перманганата калия в качестве окислителя
- •Реакции в нейтральной среде
- •Ряд напряжений
- •Гальванические элементы
- •Решение
- •Электролиз
- •Электролиз раствора хлорида никеля NiCl2
- •Электролиз раствора сульфата калия
- •Электролиз раствора сульфата меди при медном аноде
- •Законы электролиза (м. Фарадей)
- •Пример 1
- •Решение
Реакции в нейтральной среде
3K2S+4O3 + 2KMn+7O4 + H2O 3K2S+6O4 +2Mn+4O2 + 2KOH
электронный баланс
S+4 – 2ē S+6 |
3 |
Mn+7 + 3ē Mn+4 |
2 |
метод полуреакций:
MnO41- + 2H2O + 3ē MnO2 + 4OH- |
2 |
SO32- + 2OH- - 2ē SO42- + H2O |
3 |
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
2MnO4- + 4H2O + 3SO32- + 6OH- 2MnO2 + 8OH- + 3SO42- + 3H2O
или 2MnO4- + H2O + 3SO32- 2MnO2 + 2OH- + 3SO42-
Фиолетовый раствор KMnO4 после окончания реакции обесцвечивается и наблюдается выпадение бурого осадка.
Реакции в щелочной среде. K2S+4O3 + 2KMn+7O4 + 2KOH K2S+6O4 +2K2Mn+6O4 + H2O
электронный баланс
S+4 – 2ē S+6 |
1 |
Mn+7 + 1ē Mn+6 |
2 |
метод полуреакций:
SO32- + 2OH- - 2ē SO42- + H2O |
1 |
MnO41- + ē MnO42- |
2 |
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––
SO32- + 2OH- + 2MnO4- SO42- + H2O + 2MnO42-
Фиолетовый раствор KMnO4 превращается в зеленоватый раствор K2MnO4.
В 24
Ряд напряжений
Окисленная форма |
+nē ––– ––– -nē |
Восстановленная форма |
Каждая такая полуреакция характеризуется стандартным окислительно-восстановительным потенциалом Е0, (размерность - вольт, В). Чем больше Е0, тем сильнее окислительная форма как окислитель и тем слабее восстановленная форма как восстановитель, и наоборот.
За точку отсчета потенциалов принята полуреакция: 2H+ + 2ē H2, для которой Е0 =0
Для полуреакций Mn+ + nē M0, Е0 называется стандартным электродным потенциалом. По величине этого потенциала металлы принято располагать в ряд стандартных электродных потенциалов (ряд напряжений металлов):
Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H , Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au |
Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов:
Чем левее расположен металл в ряду напряжений, тем сильнее его восстановительная способность и тем слабее окислительная способность его иона в растворе (т.е. тем легче он отдает электроны (окисляется) и тем труднее его ионы присоединяют обратно электроны).
Каждый металл способен вытеснять из растворов солей те металлы, которые стоят в ряду напряжений правее его, т.е. восстанавливает ионы последующих металлов в электронейтральные атомы, отдавая электроны и сам превращаясь в ионы.
Только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода (Н), способны вытеснять его из растворов кислот (например, Zn, Fe, Pb, но не Сu, Hg, Ag).
В 27
Гальванические элементы
Каждые два металла, будучи погруженными в растворы их солей, которые сообщаются между собой посредством сифона, заполненного электролитом, образуют гальванический элемент. Пластинки металлов, погруженные в растворы, называются электродами элемента.
Если соединить наружные концы электродов (полюсы элемента) проволокой, то от металла, у которого величина потенциала меньше, начинают перемещаться электроны к металлу, у которого она больше (например, от Zn к Pb). Уход электронов нарушает равновесие, существующее между металлом и его ионами в растворе, и вызывает переход в раствор нового количества ионов – металл постепенно растворяется. В то же время электроны, переходящие к другому металлу, разряжают у его поверхности находящиеся в растворе ионы - металл выделяется из раствора. Электрод, на котором протекает окисление, называется анодом. Электрод, на котором протекает восстановление, называется катодом. В свинцово-цинковом элементе цинковый электрод является анодом, а свинцовый – катодом.
Таким образом, в замкнутом гальваническом элементе происходит взаимодействие между металлом и раствором соли другого металла, не соприкасающимися непосредственно друг с другом. Атомы первого металла, отдавая электроны, превращаются в ионы, а ионы второго металла, присоединяя электроны, превращаются в атомы. Первый металл вытесняет второй из раствора его соли. Например, при работе гальванического элемента, составленного из цинка и свинца, погруженных соответственно в растворы Zn(NO3)2 и Pb(NO3)2 у электродов происходят следующие процессы: Zn – 2ē Zn2+ Pb2+ + 2ē Pb
Суммируя оба процесса, получаем уравнение Zn + Pb2+ Pb + Zn2+, выражающее происходящую в элементе реакцию в ионной форме. Молекулярное уравнение той же реакции будет иметь вид:
Zn + Pb(NO3)2 Pb + Zn(NO3)2
Электродвижущая сила гальванического элемента равна разности потенциалов двух его электродов. При определении его всегда вычитают из большего потенциала меньший. Например, электродвижущая сила (Э.д.с.) рассмотренного элемента равна:
Э.д.с. = |
-0,13 |
– |
(-0,76) |
= 0,63 v |
|
EPb |
|
EZn |
|
Такую величину она будет иметь при условии, что металлы погружены в растворы, в которых концентрация ионов равна 1 г-ион/л. При других концентрациях растворов величины электродных потенциалов будут несколько иные. Их можно вычислить по формуле: E = E0 + (0,058 / n) • lgC
где E - искомый потенциал металла (в вольтах) E0 - его нормальный потенциал
n - валентность ионов металла С - концентрация ионов в растворе (г-ион/л)
Пример
Найти электродвижущую силу элемента (э. д. с.) образованного цинковым электродом, опущенным в 0,1 М раствор Zn(NO3)2 и свинцовым электродом, опущенным в 2 М раствор Pb(NO3)2.