u_zadachi_2

10-4

ЕРС 0,059 lg

H 2

;

3) Перетворимо це рівняння:

ЭДС

lg10

4

lg H 2 ,

ЕРС

0,059

+

– 4

0,177

Звідси:

- lg[Н ]2 =

-lg10

=

+ 4 = 7;

0,059

0,059

[Н+]2 = ant lg 7 =

10– 7.

Відповідь: [ Н+]2 = 10¯7

8) рН сечі вимірюють за допомогою скляного електроду. Електрод порівняння є хлорсрібний. ЕРС цього елементу компенсується на відрізку 30см, а ціна поділки 0,02 в/см. Написати схему цього елементу та обчислити рН за 370С.

АС1 =30см;		1) Схема скляно – хлорсрібного елементу:
ЦП = 0,02 в/см;		(-) скло | H+ | АgСl,КСl | Аg (+)
t = 370С;		2) Формула обчислення рН для скляно -
рН = ?		хлорсрібного елементу:
		pH	ЕРС 0,238	;
		0,058

3)Знаходимо ЕРС: ЕРС = ЦП • АС1 = 0,02 • 30 = 0,6В;

4)Знаходимо рН:

pH	0,6 0,238	6,14.
0,059		Відповідь: рН= 6,14.

Задачі для самостійного розв`язання

1)Елемент складається із двох водневих електродів. Один електрод

занурений в розчин із рН 7, а другий в розчин із рН 3. Написати схему цього елементу та обчислити ЕРС за 180С.

(відповідь: 0,232 В)

2)Гальванічний елемент складається із водневого електрода, зануреного в шлунковий сік, та каломельного. ЕРС цього елементу за 250С становить

0,327 В. Написати схему цього елементу та обчислити рН шлункового соку. (відповідь: рН = 1,3)

3)Обчислити рН крові за допомогою воднево – хлорсрібного елементу якщо ЕРС елементу компенсується на відрізку 30см, ціна поділки

0,023В/см, а вимірювання проводять за температури 370С. Написати схему цьому ланцюга. (відповідь: рН = 7,36)

4)ЕРС воднево – водневого ланцюга за 180С становить 0,232 В. Концентрація протонів в одному напівелементі 10–5. Написати схему

21

цього ланцюга та обчислити концентрацію протонів в другому

напівелементі, яка менше, ніж в першому.

(відповідь: 10–9)

5) Обчислити ЕРС та написати схему хромово - алюмінієвого элементу за 250С, якщо концентрація электролітів в напівелементах: 0,01М Al2(SO4)3 та

0,1М Cr 2(SO4)3 . (е0Cr = – 0,71 В; е0Al = -1,56 В). (відповідь: 0,869 В

ОКИСНЮВАЛЬНО – ВІДНОВНІ АБО РЕДОКС - СИСТЕМИ

Окиснювально – відновні або редокс – системи це системи, в яких індиферентний електрод не обмінюється іонами із

розчином, а тільки забезпечує постачання або відведення електронів для окиснювально – відновної реакції, що протікає в розчині, який містить окислену та відновлену форми однієї речовини.

Схема редокс – системи:

Pt | FeCl2,FeCl3.

Редокс – потенціал обчислюють за рівнянням Петерса:

0

RT

окисника

е red = e

red

+

n

;

e0

nF

відновника

де

red

-

нормальний редокс -потенціал; це потенціал

що виникає на електроді, зануреному в розчин із

співвідношенням в ньому окисненої та відновленої форм 1;

n -

число єлектронов, яке віддає відновник або приймає

окислювач.

0,058

окисника

0

За 18°С:

е red

= e

red +

lg

;

n

відновника

0

0,059

окисника

за 25°С:

еred = е

red +

lg

.

n

відновника

Приклади розв`язання задач

1.

Скільки електронів бере участь в окиснювально – відновній реакції,

якщо е red = 0,121 В,

е0 red = 0,18 В, концентрація окисленої форми

1моль/л,

відновленої – 10моль/л (t = 250С)?

е red = 0,121В;

1) Записуємо рівняння Петерса:

0

0

RT

окисника

е

red = 0,18В;

е red = e

red +

n

;

nF

відновника

[окисл.] = 1моль/л;

2) За 250С рівняння має вигляд:

0

0,059

окисника

[відновл.] = 10моль/л;

еred = е

red +

lg

.

n

відновника

t = 250С;

3) Підставляємо дані з умови задачі:

n - ?

22

0,121 = 0,18 +	0.059	lg	1	;	0,121 – 0,18 =			0,059	lg10 1 ;
	n	10				0,059 1		n
				- 0,059 =			;	n = 1.
						n

(відповідь: 1 електрон)

2) Обчислити нормальний окиснювально – відновний

потенціал за 180С, якщо е red = – 0,15 В, а в системі 60% окисленої форми та 30% відновленої форми. У окиснювально - відновній реакції беруть участь два електрони.

е red = – 0,15 В; 1) Записуємо рівняння Петерса:

[окисл.] = 60%; е red = e0 red + RT ln окисника ; nF відновника

[відновн.] = 30%;

2) За 180С рівняння має вигляд:

t = 180С;

0,058

окисника

0

0

е

red =?

е red

= e

red +

lg

;

n

відновника

3) Підставляємо дані з умови задачі:

- 0,15 = е0 red +

0,058

lg

60

;

2

30

- 0,15 = е0 red + 0,029 • 0.3;

- 0,15 = е0 red + 0,029 lg2 ;

е0 red = - 0,15 – 0,0087 = 0,1587 В.

(відповідь: 0,1587 В)

3) Для окиснювально – відновної системи піруват – лактат

е red

= 0,22 В, е 0red = 0,180 В . В реакції беруть участь два

електрони. Обчислити співвідношення окисленою та відновленої

форм речовини за 18 0С.

е red

= 0,22 В;

1) Записуємо рівняння Петерса:

RT

окисника

е red = 0,180 В;

е red = e0 red +

n

;

nF

відновника

n = 2;

2) За 18 0С рівняння має вигляд:

0

0red

0,058

окисника

t = 18

С;

е red

= e

+

lg

;

n

відновника

окисл.

3) Підставляємо дані з умови задачі:

0,058

окисника

?

0,22 = 0,18 +

lg

;

.восстан.

2

ввідновника

lg

окисника

=

0,22 0,18

= 1,4;

відновника

0,029

окисника

= 25.

відновника

Відповідь: 25.

4)ЕРС гальванічного елементу (-) Pt(H2) │ [Н+] =1║ Mn+2, MnO¯4 │ Pt(+)

становить 1,52В. Обчислити редокс - потенціал за 250С.

23

ЕРС = 1,52В;	1) ЕРС гальванічного елементу дорівнює різниці
t = 250С;	електродних потенціалів:
е red = ?	ЕРС = еMn - еН;
	2) Потенціал водневого електроду дорівнює 0, оскільки
	електрод занурений в розчин із [Н+]=1, тобто це
	нормальний водневий електрод;
	3) Вирішуємо рівняння ЕРС відносно е red:
	Відповідь: 1,52 В.

5)Елемент складається із каломельного електроду та редокс – системи Fe+2 – Fe+3. ЕРС цього елементу компенсується на відрізку 20см, а

елемент Вестону - на відрізку 60см. Написати схему цього елементу та обчислити еred за 180С.

АС = 60см; 1) Напишемо схему елементу, враховуючи, що редокс-

АС1 = 20см; потенціал від`ємний по відношенню до каломельного: t = 180С;

е red = ? (-) Pt │ Fe+2, Fe+3 ║ Hg2Cl2, KCl │ Hg(+);

2)Запишемо рівняння ЕРС як різницю електродних потенціалів:

ЕРС = еКАЛ. – е red ; звідси е red = еКАЛ – ЕРС; 3) Знаходимо ЕРС із даних компенсації:

ЕРС = 1,018 20 0,339В; 60

4) Знаходимо е red: е red = 0,25 – 0,339 = - 0,089 В.

Відповідь: - 0,089 В.

6)Окиснюються чи відновлюються цитохроми в редокс – системі, якщо

еred флавінового ферменту - 0,06 В, а цитохромів +0,5 В?

Рішення: оскільки редокс – потенціал флавінового ферменту від`ємний, то фермент буде відновником по відношенню до цитохромів. Отже, цитохроми будуть відновлюватися.

7)Які властивості – окиснювача чи відновника – проявляє

цитохром С (еred = 0,26 В) по відношенню до системи піруват/лактат

(еred = 0,18 В)?

Рішення: оскільки редокс–потенціал цитохрому С позитивніший за редокс–потенціал піруват/лактат, то цитохром С буде окиснювачем.

Задачі для самостійного розв`язання

1) Обчислити нормальний окиснювально–відновний потенціал за 250С, якщо е red = - 0,3 В, а в системі 80% окисленої та 20% відновленої форм речовини. В окиснювально–відновній

реакції беруть участь 2 електрони. (відповідь: -0,3174 В)

24

2) Потенціал окиснювально–відновного електроду в системі

FeCl3 - FeCl2 становить 0,880 В, е°red Fe+3 - Fe+2 = 0,77 В. Обчислити співвідношення концентрацій окисленої та відновленої форм в системі

(t = 180С). (відповідь: 78 /1)

3)Елемент складається із каломельного електроду та редокс – системи Cr+2 – Cr+3. ЕРС цього елементу компенсується на відрізку 35см, а ціна поділки реохорду 0,02 В/см. Написати схему цього елементу та

обчислити еred за 250С.

(відповідь: - 0,45 В)

4)Які властивості – окиснювача чи відновника – проявляє аскорбінова кислота (еred = 0,14 В) по відношенню до системи піруват/лактат (еred = 0,18 В)?

(відповідь: відновник)

5)Для визначення аскорбінової кислоти (еred = 0,14 В) застосовують барвник 2,6-дихлорфеноліндофенол (ДХФІФ) (еred = 0,217 В). Окиснюється чи відновлюється аскорбінова кислота під дією барвника?

(відповідь: окиснюється) 6) Для визначення системи сукцинат – фумарат (еred = - 0,03 В) використовують барвник (еred = 0,217 В). ). Окиснюється чи відновлюється система сукцинат–фумарат під дією барвника?

(відповідь: окиснюється)

БУДОВА КОЛОЇДНОЇ ЧАСТИНКИ (МІЦЕЛИ)

Колоїдні розчини (абозоли) – це мікрогетерогенні системи із розміром частинок 10–7 - 10–9 м.

Методи одержання колоїдних систем:

а) дисперсійний: метод колоїдного млина ультразвуковий пептизація.

б) конденсаційний: фізична конденсація метод заміни розчинника

хімічна конденсація (реакції окиснення відновлення, обміну, гідролізу).

Умови одержання колоїдних систем методом хімічної конденсації: а) низька концентрація вихідних речовин; б) низька розчинність одного із продуктів реакції; в) надлишок однієї із вихідних речовин.

Колоїдна частинка називається міцела.

Найпоширенішим методом одержання колоїдних систем є метод хімічної конденсації, в якому використовуються різні хімічні реакції.

А) Одержання золів реакцією подвійного обміну.

а) будову колоїдної частинки розглянемо на прикладі міцели

25

золю AgCl, який утворюється за реакцією: AgNO3 + NaCl → NaNO3 + AgCl .

надл.

Складові частини міцели: ядро; адсорбційний шар, який складається із потенціалвизначаючих іонів та протиіонів; дифузний шар.

Із двох продуктів реакції колоїдну систему утворює AgCl, тому що це нерозчинна сполука.

Ядром міцели є сукупність багатьох нерозчинних у воді молекул AgCl. Записується це таким чином: mAgCl. Ядро це тверда частинка. А будь-яка тверда поверхня проявляє адсорбційні властивості. Тобто ядро може адсорбувати іони із розчину. Під час реакції обміну в розчині утворюються такі іони: Na+, NO3¯, а також іони Ag+, які з'являються в розчині, якщо в надлишку взяти AgNO3. Адсорбція іонів іде вибірково за правилом Панета – Фаянса. Таким чином, із трьох іонів Na+, NO3¯, Ag+ вибірково адсорбуватимуться іони Ag+, оскільки вони проявляють хімічну спорідненість до ядра (або входять до складу ядра). Записується це таким чином:

mAgCl n Ag+, де n – це число іонів.

Тепер частинка набула позитивного заряду і притягує до себе негативно заряджені іони із розчину, тобто іони NO3¯ у кількості меншому, ніж іонів Ag+. Записується це таким чином:

mAgCl n Ag+ (n – х) NO3¯.

Іони Ag+ та NO3¯ складають адсорбційний шар. Іони Ag+, які адсорбуються першими називаються потенціалвизначаючими іонами,

а іони NO3¯ – протиіонами.

Ядро разом із адсорбційним шаром називається гранулою. Гранула має заряд, оскільки позитивно заряджених іонів Ag+ в адсорбційному шарі більше за

негативно заряджених іонів NO3¯ на х іонів: [ mAgCl n Ag+ (n – х) NO3¯ ] Х+.

Гранула це та частинка, яка перебуває в завислому стані у дисперсійному середовищі та переміщується в електричному полі. Міцела в цілому електронейтральна, тобто заряд гранули нейтралізується негативними іонами NO3¯ в кількості х:

Таким чином, міцела утворюється завдяки стабілізуючій дії іонів Ag+ .

б) Якщо в надлишку NaCl:	AgNO3 + NaCl → NaNO3 + AgCl
та будова міцели наступна:	надл.
[ mAgCl n Cl ¯(n – х) Na+] Х ¯ х Na+.
Іоном – стабілізатором є іони	Cl ¯

26

в) Якщо в розчині присутні багатозарядні іони, то необхідно враховувати коефіцієнти:

Na2SO4 + BaCl2 → NaCl + BaSO4

надл.

[ mBaSO4 nSO42 ¯ 2(n-x) Na+ ] 2Х + 2х Na+.

г) Утворення золю арсен(III) сульфіду.

2H3AsO3 + 3H2S → As2S3 + 6H2O.

Оскільки сірководень пропускають через розчин миш'яковистої кислоти,

то він в надлишку і є стабілізатором: H2S → Н+ + HS ¯.

Будову міцели можна записати таким чином:

[ m As2S3 n НS¯ (n-x) H+ ]х ¯ x H+.

Б) Утворення золів реакцією гідролізу.

Гідролізом зазвичай отримують золи гідроксидів металів Fe(OH)3 , Al(OH)3 та ін.

а) Наприклад, золь Fe(OH)3 отримують додаванням в киплячу воду розчину FeCl3 . У воді сіль FeCl3 гидролізується:

FeCl3 + Н2О → Fe(OH)3 + HCl.

Продукти гідролізу взаємодіють між собою, і так як розчин досить розведений , то утворюється оснóвна сіль:

Fe(OH)3 + HCl → FeOCl + 2HCl.

Основна сіль FeOCl дисоціює:

FeOCl → FeO+ + Cl ¯ .

Іон FeO+ є стабілізатором.

Будову міцели можна записати таким чином:

[ mFe(OH)3 nFeO+ (n-x)Cl ¯ ]х+ xCl ¯.

б) Золь Fe(OH)3 можна отримати, якщо до розчину FeCl3 додавати повільно розведений розчин NaOH. В цьому випадку в надлишку буде FeCl3, в

результаті дисоціації якого утоврюється іон-стабілізатор Fe+3: FeCl3 → Fe+3 + 3CI¯ .

Будову міцели можна записати таким чином:

[ mFe(OH)3 nFe+ 3 3(n-x)Cl ¯ ]3х+ 3xCl ¯.

В) Утворення золів в результаті дисоціації поверхневих

іоногенних груп.

Наприклад, отримання золю H2SiO3, молекули якої дисоціюють: H2SiO3 → H+ + НSiO3¯.

Будову міцели можна записати таким чином:

¯	(n-x) H	+ х	+
[ mH2SiO3 nНSiO3		] ¯ xH .

Г) Отримання золів шляхом реакції окиснення.

Наприклад, отримання золю сульфуру S. H2S + O2 → 2S + 2H2O.

Стабілізаторами золю є політіонові кислоти, які утворюються в процесі окиснення сульфуру, наприклад, пентатіонова кислота H2S5O6.

27

Будову міцели можна записати таким чином:

[ mS n S5O62 ¯ 2 (n-x) H+ ]2х ¯ 2x H+.

Д) Отримання золів шляхом реакції відновлення.

Наприклад, отримання золю ауруму Au.

Стабілізатором є калій аурат KAuO2, який дисоціює за рівнянням: KAuO2 → К+ + AuO2¯ .

Будову міцели можна записати таким чином:

[ m Au n AuO2¯ (n-x) K+ ]х ¯ x K+.

Приклади розв`язання завдань

1. Написати будову міцели AgBr , який одержують реакцією обміну.

AgBr можна отримати під час обміну солей: AgNO3 + NаBr → AgBr + NаNO3.

Будова міцели залежатиме від того, який вихідний електроліт взятий в надлишку.

а) Якщо в надлику взятий AgNO3, який дисоціює за рівнянням: AgNO3 → Ag+ + NO3¯,

то міцелярна формула має вигляд:

[ mAgBr nAg+ (n – х)NO3¯ ] Х + хNO3¯ .

б) Якщо в надлику взятий NаBr, який дисоціює за рівнянням: NаBr → Na+ + Br¯ ,

то міцелярна формула має вигляд:

[ mAgBr nBr¯ (n – х)Nа+ ] Х ¯ хNа+ .

2.Написати будову міцели, яка утворюється в результаті взаємодії солі Fe+2 із червоною кров`яною сіллю, що береться в надлишку.

Рівняння реакції цієї взаємодії таке:

3FeCl2 + 2K3[Fe(CN)6] → Fe3[Fe(CN)6]2 + 6KCl.

Із двох продуктів реакції золь утворює ферум(II) гексаціаноферат(III) Fe3[Fe(CN)6]2, тому що він малорозчинний. За умови надлишку червоної

кров`яної солі, яка дисоціює за схемою: K3[Fe(CN)6] → 3К+ + [Fe(CN)6]3¯ ,

міцелярна формула має вигляд:

[ mFe3[Fe(CN)6]2 n[Fe(CN)6]3¯ 3(n – х)К+]3х¯ 3х К+.

Приклади для самостійного розв`язання:

1) Напишіть рівняння реакцій утворення золів та будову їх міцел: AgBr за умови надлишку KBr;

28

AgI за умови надлишку AgNO3;

AgBr за умови надлишку СаBr2;

PbCrO4	за умови надлишку K2CrO4;
SrSO4	за умови надлишку SrCl2;

BaSO4 за умови надлишку Al2(SO4)3;

берлінської блакиті за умови надлишку жовтої кров'яної солі К4[Fe(CN)6]; купрум(II) гексаціаноферату Cu2[Fe(CN)6] за умови надлишку CuCl2; BaCrO4 за умови надлишку BaCl2.

Cо(OН)2 за умови надлишку СоСl2..

29

30