50. Гидролиз солей, его зависимость от температуры, разбавления и природы солей (три случая). Константа гидролиза. Практическое значение в процессах коррозии металла.

Гидролиз солей – реакция, обратная реакции нейтрализации; при гидролизе соль взаимодействует с водой и образует кислоту и основание. В солях, образованных сильной кислотой и сильным основанием, гидролиз не происходит. В случае со слабой кислотой и сильным основанием, повышается концентрация ионов OH^-, среда концентрация положительных ионов H₃O⁺ уменьшается. Среда щелочная, продукты реакции – кислая соль и основание. Сил к-та, слаб о-е – наоборот. В когда соль образована слабыми электролитами, полный гидролиз, т.е. распад соли с образованием осадка и выделением газа. Если мы распишем константу равновесия для гидролиза, мы можем заметить, что в знаменателе концентрация воды ([H2O]) – величина постоянная, так что на неё можно до множить. Оставшееся выражение и будет константой гидролиза. Через ионное произведение воды, которое также является константой, мы получаем выражение Кг = [HR]*Kв/[R^-]*[H⁺] или =Kв/Khr, где Khr – константа диссоциации слабой к-ты (если что, заменить на основание). Зависимость от разбавленности раствора: при разбавлении раствора в 10 раз, числитель константы гидролиза уменьшится в 100р, а знаменатель – в 10. Т.к. Кг – константа, то концентрации ионов должны увеличиться, а соли – уменьшиться, т.е. при разбавлении степень гидролиза увеличится. З-сть от температуры: по принципу Ла Шателье, при повышении Т, равновесие смещается в сторону эндотермической реакции. Гидролиз проходит с поглощением теплоты, т.е. при увеличении Т степень гидролиза возрастает.

33. Энергия Гиббса, её взаимосвязь с энтальпией и энтропией. Изменение энергии Гиббса в самопроизвольно протекающих процессах

В химических процессах одновременно действуют два противоположных фактора — энтропийный (TΔS) и энтальпийный (ΔH). Суммарный эффект этих противоположных факторов в процессах, протекающих при постоянном давлении и температуре, определяет изменение энергии Гиббса (G): G=H-TS, H=TS+G, т.е. некоторое количество теплоты расходуется на увеличение энтропии (TΔS), эта часть энергии потеряна для совершения полезной работы, её часто называют связанной энергией. Другая часть теплоты (ΔG) может быть использована для совершения работы, поэтому энергию Гиббса часто называют также свободной энергией. При ΔG < 0 процесс может протекать, при ΔG > 0 процесс протекать не может (иными словами, если энергия Гиббса в исходном состоянии системы больше, чем в конечном, то процесс принципиально может протекать, если наоборот — то не может). Если же ΔG = 0, то система находится в состоянии химического равновесия.

51. Химическое равновесие на границе металл-раствор. Двойной электрический слой. Скачок потенциала. Водородный электрод сравнения. Ряд стандартных электронных потенциалов.

Электрод – система, состоящая из 2х контактирующих фаз: материала с электронной проводимостью и ионного проводника. Такая система получается при погружении металла в водный раствор образуется как раз такая система. Из-за строения кристаллической решётки металла, выход заряженных частиц из металла вне раствора крайне затруднителен, но в водном растворе полярные молекулы воды, контактируя с катионами Ме на его поверхности (гидратация катионов Ме), способствуют переходу гидратированных катионов из металла в раствор. Так, металл заряжается отрицательно, а слой электролита около него – положительно. Параллельно происходит осаждение металла – потеря катионом гидратной оболочки с переходом катиона из раствора на поверхность металла. Когда скорости ионизации и осаждения сравняются, система придёт в состояние равновесия и на границе металл-электролит образуется двойной электрический слой. 1й слой – ионы, заряженные противоположно металлу, обусловлено электростатическим притяжением частиц на поверхности металла. 2й – диффузионная часть, обусловленная тепловым движением частиц в растворе. Количественной характеристикой разделения электрического заряда является потенциал (скачок наблюдается между поверхностным слоем металла и прилегающим слоем раствора). Металл заряжается отрицательно, если энергия связи катиона меньше энергии гидратации, и наоборот. Существуют инертные металлы, отличающиеся химической стойкостью. Они не приобретают заряд, но могут удерживать на своей поверхности газы, в т.ч. водород. Если платина, насыщенная водородом, находится в р-ре, содержащем H+, то образуется электрод (H₂|2Н⁺). Его потенциал, измеренный при с.у.(298К, 760мм) приравнивается к 0. ЭДС цепи, содержащей (ox|red)||(H₂|2Н⁺) наз-ся стандартным электродным потенциалом для Ме. Таблица стандартных электродных потенциалов помогает определить, какой элемент в соединении является окислителем, а какой – восстановителем (чем больше сэп, тем более сильным окислителем является Ме).