II.Строение атома и Химическая связь.

Современная модель атома. Строение атома. Изотопы. Волновая природа электрона. Структура электронных оболочек атома. Квантовые числа. Уровни, подуровни и энергетические состояния электронов в атоме.

Атом – система взаимодействующих элементарных частиц, состоящая из ядра и электронов. Тип атома определяется составом его ядра. Ядро состоит из протонов и нейтронов, вместе называемых нуклонами.

Одна из первых моделей строения атома была предложена Дж.Томсоном в 1903 г. Атом представлялся как «море положительного электричества» с колеблющимися в нем электронами. Суммарный отрицательный заряд электронов электронейтрального атома приравнивался к его суммарному положительному заряду.

Для проверки гипотезы Томсона и более точного определения строения атома Э.Резерфорд провел серию опытов по рассеянию а – частиц тонкими металлическими пластинками – фольгой.

Результаты опыта Резерфорд объяснил, предположив «планетарную» модель атома, уподоблявшую его солнечной системе. Согласно планетарной модели в центре атома находится очень маленькое ядро, размеры которого приблизительно в 100000 раз меньше размеров самого атома. Это ядро заключает в себе почти всю массу атома и несет положительный заряд. Вокруг ядра движутся электроны, число которых определяется зарядом атома. Внешняя траектория движения электронов определяет внешние размеры атома. Диаметр атома – величина порядка 10^(- 8) см, а диаметр ядра – порядка 10^(- 13) – 10^(- 12) см.

Чем больше заряд атомного ядра, тем сильнее будет отталкиваться от него а-частица, тем чаще будут встречаться случаи сильных отклонений а-частиц, проходящих через слой металла, от первоначального направления движения.

Важная характеристика атома — его внутренняя энергия, которая может принимать лишь определенные (дискретные) значения, соответствующие устойчивым состояниям атома, и изменяется только скачкообразно путем квантового перехода. Поглощая определенную порцию энергии, атом переходит в возбужденное состояние (на более высокий уровень энергии). Из возбужденного состояния атом, испуская фотон, может перейти в состояние с меньшей энергией (на более низкий уровень энергии). Уровень, соответствующий минимальной энергии атома, называется основным, остальные — возбужденными. Квантовые переходы обусловливают атомные спектры поглощения и испускания, индивидуальные для атомов всех химических элементов. (АТОМНЫЕ СПЕКТРЫ, оптические спектры свободных или слабо связанных атомов (одноатомных газов, паров). Обусловлены квантовыми переходами атома. Атомные спектры — линейчатые, состоят из отдельных спектральных линий, которые характеризуются определенной длиной волны и для простых атомов группируются в спектральные серии. Содержат информацию о строении атомов, используются также в спектральном анализе.)

Ядра классифицируются в зависимости от значений Z (число протонов) и N (число нейтронов). Изотопы – ядра, имеющие одинаковые числа протонов. Название происходит от греческих слов «изос» - одинаковый и «топос» - место. Атомы изотопов обладают одинаковым зарядом ядра (и, следовательно, тождественными химическими свойствами), но разным числом нейтронов (а значит, и разным массовым числом).

строение электронных оболочек атома.

Часть атомного пространства, соответствующая наибольшей вероятности (90%) нахождения электрона, называется атомной электронной орбиталью (АЭО).

Положение электрона в атоме связано с единым термодинамическим принципом существования устойчивых систем, т.е. определяется энергетическими характеристиками, которые называются квантовыми числами.

Квантовые числа.

1. n – главное квантовое число.

n = 1, 2, 3 … +8 (небольшие целые числа)

характеризует запас энергии электрона в энергетическом уровне.

Задавая n, мы задаем размер АЭО.

Чем меньше величина n, тем меньше запас энергии.

В периодической таблице Менделеева n равно номеру периода n = 1(K), 2(L), 3(M) …

2) l – орбитальное, или побочное квантовое число.

Характеризует запас энергии электрона в энергетическом подуровне.

Задавая l, мы задаем форму АЭО.

l = 0, …, n-1.

Если n = 1 l = 0(s) (шар) 1s

n = 2 l = 0 (s) 2sp (гантеля)

l =1 (p)

n = 3 l = 0 (s) 3spd (2 перпен. Гантели)

l = 1 (p)

l = 2 (d)

n = 4 l=0 (s) 4spdf (2 гант. Перп. И 1 /)

l = 1 (p)

l=2 (d)

l = 3 (f)

n = 5 … l = 4 (g) – не получены еще такие элементы.

3) m(l) – магнитное квантовое число

характеризует запас энергии электронов в энергетической ячейке.

Задавая m(l), мы задаем положение АОЭ в пространстве (пространственную ориентацию)

m(l) = -l, …, 0, …+l.

n=1 l = 0 m(l) = 0 – 1 квадр.

n=2 … l = 1 m(l) = -1, 0, +1 – 3 квадрата

n=3 … l = 2 m(l) = -2, -1, 0, 1, 2 – 5 квадратов.

n=4 … l=3 m(l) = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 – 7 квадратов.

4) m(s) – спиновое квантовое число.

Характеризует спин (направление вращения электронов вокруг собственной оси).

m(s) = +1/2, -1/2.

Принцип Паули

В атоме не может быть 2-х электронов, обладающих одинаковым набором всех 4 квантовых чисел.

Следствия: 1) в одном энергетическом состоянии не может быть более двух электронов, т.к. для них значения n, l, m(l) одинаковы, а спин (m(s)) различен; 2) Максимальное количество электронов в энергетическом подуровне равно x(l) = 2(2l + 1); 3) Максимальное количество электронов в энергетическом уровне равно x(n) = 2n^2.

Заполнение электронами энергетических уровней и подуровней

Осуществляется в соответствии с принципом наименьшей энергии.

Правило Клечковского (n + l)

Заполнение электронных оболочек в атомах происходит в порядке роста суммы квантовых чисел n + l. При равенстве этих сумм сначала заполняется оболочка с меньшей величиной n.

1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p6f7d7f.

Заполнение энергетических уровней осуществляется в порядке роста главного квантового числа n.

Энергетические подуровни заполняются в порядке роста квантового числа l.

Водородная связь. Донорно-акцепторная связь и ее свойства. Природа донорно-акцепторной связи.

Донорно-акцепторная связь – частный случай ковалентной полярной связи. Ковалентная связь, образующаяся за счет пары электронов одного из атомов, т.е. по донорно-акцепторному механизму, называется дoнорно-акцeпторной. Условие образования: наличие атома донора и наличие атома акцептора. Донор – это атом, молекула или ион, который предоставляет неподеленную пару электронов для образования связи. Акцептор – это атом, молекула или йон, который предоставляет свободную АЭО (ячейку) для образования связи.

SiF4 + 2HF -> H2SiF6 (гексофтор кремниевая кислота).

Донорно-акцeпторная связь отличается только способом образования; по свойствам она одинакова с остальными ковалентными связями.

Валентность – число связей, которые образует атом в данном соединении.

Степень окисления – условный заряд, который приписывают атому в данном соединении, рассчитанный на основании правил.

Водородная связь – вид химической связи типа А – Н …А’ образуется в результате взаимодействия атома водорода, связанного ковалентной связью с электроотрицательным атомом A(N, O, S и др.), и неподеленной парой электронов другого атома A’ (обычно O,N). Атомы А и А’ могут принадлежать как одной, так и разным молекулам. Водородная связь приводит к ассоциации одинаковых или различных молекул в комплексы; во многом определяет свойства воды и льда, молекулярных кристаллов, структуру и свойства многих синтетических полиамидов, белков, нуклеиновых кислот и др.

Способность атома водорода, соединенного с атомом сильно отрицательного элемента, к образованию еще одной химической связи с другим подобным атомом. Эта связь называется водородной.

Условие образования водородной связи: высокая Электроотрицательность атома, непосредственно связанного в молекуле с атомом водорода.

Ассоциация молекул (объединение молекул в димеры (удвоенные молекулы) или полимеры) является причиной аномально высоких температур плавления и кипения веществ с водородной связью (фтороводород, аммиак, вода).

Гальванический элемент. Принципы его работы. Электронные схемы процессов на аноде (-) и катоде (+). Условные схемы г.э. Водородный электрод. Вычисление ЭДС. Поляризация электродов г.э. Концентрационные элементы. Применение г.э.

Гальванический элемент – устройство, преобразующее химическую энергию в электрическую. В г.э. можно получить ток за счет химической реакции.

Действие любого г.э. основано на протекании в нем окислительно-восстановительной реакции. В простейшем случае г.э. состоит из двух электродов, изготовленных из разных металлов и погруженных в раствор электролита. Один из электродов – анод, другой – катод. Такая система делает возможным пространственное разделение окислительно-восстановительной реакции: на аноде идет процесс окисления, на катоде – восстановления (процесс окисления – процесс отдачи е). Из двух электродов анодом является тот, потенциал которого более отрицателен. Таким образом, электроны передаются от восстановителя к окислителю по внешней цепи.

При работе элемента, т.е. при замкнутой цепи, на аноде идет процесс окисления: на поверхности его соприкосновения с раствором атомы металла-анода превращаются в ионы и, гидратируясь, переходят в раствор. Высвобождающиеся при этом электроны движутся по внешней цепи (по проводнику 1-го рода) к катоду. Вся совокупность этих процессов схематически изображается уравнением полуреакции, или электрохимическим уравнением: Ме(0) – n*e = Me(n+). На катоде протекает процесс восстановления. Электроны, приходящие сюда от анода, соединяются с выходящими из раствора дегидратирующимися ионами катода, выделяющиеся в виде металла. Соответствующее электрохимическое уравнение имеет вид: Ме(n+) + ne = Me(0).

Суммарное уравнение реакции, протекающей в элементе, получитсяпри сложении уравнений обеих полуреакций. Таким образом, при работе г.э. электроны от восстановителя переходят к окислителю по внешней цепи, не электродах идут электрохимические процессы, в растворе наблюдается направленное движение ионов.

Направление движения ионов в растворе обусловлено протекающими у электродов электрохимическими процессами. Как уже сказано, у анода катионы входят в раствор, создавая в нем избыточный положительный заряд, а у катода раствор, наоборот, все время обедняется катионами, так что здесь раствор заряжается отрицательно. В результате этого создается электрическое поле, в котором катионы, находящиеся в растворе, движутся от анода к катоду, а анионы – в обратном направлении. В итоге жидкость у обоих электродов остается электронейтральной.

О работе г.э. судят по его электродвижущей силе. ЭДС = у(катода) – у(анода). Если ЭДС больше нуля – г.э. работает, меньше – неправильно выбраны катод и анод.

ЭДС связана со свободной энергией Гиббса: /\G = - nFE, n – число е, F – постоянная Фарадея, Е – ЭДС. Число е – n – наименьшее общее кратное электронов, отданных на аноде и принятых на катоде.

Всегда можно связать Е с Кр. /\G = -nFЕ = - RTlnKp, Kp = 10^(nE/0.059).

Концентрационный г.э. – такой г.э., у которого один и тот же металл выполняет и роль анода, и роль катода, но концентрации металлов на аноде и катоде разные.

Водородный электрод.

Помимо металлических электродов используются газовые электроды. Они состоят из инертных проводников первого рода, которые насыщены газом и погружены в раствор, содержащий соответствующие ионы.

Представляет собой стеклянный сосуд, заполненный раствором серной кислоты. В электролит опущена платиновая пластинка, покрытая тонким слоем платиновой черни (для увеличения поверхности электрода). Через раствор пропускают химически чистый газообразный водород таким образом, что парциальное давление водорода в сосуде поддерживается постоянно.

В стандартном водородном электроде: Р(Н2) = 1 атм, С(Н+) = 1 моль/л, C(H2SO4) = 0.5 моль/л.

На поверхности платины, которая адсорбирует водород, происходит процесс восстановления Н2: 2Н(+)+2е = Н2

Потенциал водородного электрода: у(р) = у(0) + 0,059/2 * lg[H(+)]^2/P(H2) = 0 + 0.059* lg[H(+)] – 0.059/2*lgP(H2) = - 0.059pH – 0.0295lgP(H2) = -0.224 В при рН = 7, Р(Н2) = 5*10(-7) атм, lg5*10(-7) = -6.3.

4. Кинетика химических реакций. Факторы, определяющие скорость химической реакции. Закон действия масс. Константа скорости реакции. Влияние температуры. Катализ гомогенный и гетерогенный. Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Связь константы равновесия с термодинамическим потенциалом. Факторы, влияющие на химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье, его практическое применение.

Химическая кинетика – учение о скорости и механизмах протекания химических реакциях.

Скоростью химической реакции называют изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени в единице объема реакционного пространства при постоянном давлении и температуре.

V = (C2 – C1)/(t2 – t1) = +- /\C/ /\t.

«+», если C2>C1, и « - », если C2<С1.

Истинная (мгновенная) скорость tg a = V(ист.)

V(ист.) = lim(/\t->0)+-/\C/ /\t = +- dC/dt.

Факторы, влияющие на скорость реакции: природа реагирующих веществ; концентрация; температура; катализатор; среда; степень измельчения вещества; облучение некоторой реакции.

Природа реагирующих веществ.

Под природой реагирующих веществ будем понимать тип кристаллической решетки, а, следовательно, тип химической связи и способность веществ с данным типом связи участвовать в тех или иных процессах.

Определять состав химической связи будет состав и строение атомов и молекул.

Концентрация

Столкновения молекул в определенном пространстве при заданной температуре будет тем чаще, чем больше этих молекул.

Зависимость скорости реакции от концентрации сформулирована Гульдбергом и Вааге (называется закон действия масс).

Закон действия масс (для гомогенных реакций): Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих химических веществ, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, при Т = const.

aA + bB -><- cC + dD, V = k*C(A)^a*C(B)^b. V[моль/л*с], k – коэффициент пропорциональности, или константа скорости реакции.

Физический смысл k: k численно равна скорости при единичных концентрациях реагирующих веществ k, V [(моль/л)*n/c].

Закон действия масс справедлив только для гомогенных реакций и только для простых реакций, когда уравнение реакции описывает механизм реакции.

Сложная реакция: 4HBr(г) + O2(г) -> 2Br2(г) + 2H2O(г)

1. HBr + O2 -> HOOBr (самая медленная);

2. HOOBr + HBr -> 2HOBr;

3. HOBr + HBr -> H2O + Br2.

Самая медленная из стадий будет называться лимитирующей и ее скорость будет определять скорость всего процесса: (по З.Д.М. V = k*C(HBr)^4*C(O2).) V = k*C(HBr)*C(O2).

Для гетерогенных реакций, протекающих на границе раздела фаз, скорость химических реакций зависит от поверхностной концентрации газа или жидкости, т.к. концентрацию твердого вещества невозможно определить: 2Mg(т) + O2 -> 2MgO(т), V = k*C(O2).

Для газообразных веществ понятие концентрация можно заменить парциальным давлением вещества (часть общего давления, создаваемая данным газом). 2Mg(т) + O2 -> 2MgO(т), V = k*P(O2), P – парциальное давление.

aA(г) + bB(г) -><- cC + dD, V = k*P(A)^a*P(B)^b.

Температура.

С увеличением температуры скорость химической реакции увеличивается. Связано это с тем, что увеличивается скорость движения молекул, поэтому увеличивается и число активных столкновений молекул между собой.

Вант-Гофф показал, что при увеличении температуры на каждые 10 оС скорость химической реакции увеличивается в 2 – 4 раза. Это справедливо для наиболее простых реакций, протекающих в относительно небольшом диапазоне температур: V(T2) = V(T1)* y^(T2 – T1)/10, V(T2)/V(T1) = y^(T2-T1)/10, y – температурный коэффициент Вант-Гоффа; принимает значения от 2 до 4.

Более точная взаимосвязь V от Т определена Орениусом и выглядит следующим образом k = Ae^(-E(активации)/RT), где k – константа скорости реакции, А – предэкспоненциальный множитель (определяется для каждой реакции опытным путем), Е(активации) – энергия активации – это минимальная энергия выше средней, которую необходимо дополнительно сообщить системе для того, чтобы хотя бы один элементарный акт реакции состоялся.

Рис.: Е1 – исходная энергия, Е2 – энергия системы в конечный момент реакции (энергия продуктов), Е3 – тепловой эффект реакции (Е3 = /\Н), Е4 – энергия активации в прямой реакции, Е5 – энергия активации в обратной реакции, Е6 – максимальная энергия системы (энергия активированного комплекса).

ln k = ln A + ln e^(-E(акт.)/RT), ln k = ln A – E(акт.)/RT, берут две температуры, чтобы избавиться от ln A: { ln k2 = ln A – E(акт.)/RT2, ln k1 = ln A – E(акт.)/RT1; ln k2/k1 = (- E(акт.)/R)*(1/T2 – 1/T1).

Катализаторы.

Катализатор – это вещество, которое резко изменяет скорость химической реакции, вступает в химическое взаимодействие, образуя промежуточные соединения, но к концу реакции восстанавливается до первоначального состояния.

Изменение скорости под действием катализатора называется катализом.

Механизм катализа: SO2 + 1/2O2 -><- SO3, (NO2) NO(г) + 1/2O2(г) -><- NO2, NO2(г) + SO2(г) -><- NO + SO3. Гомогенный катализ – катализатор и реагирующие вещества образуют одну фазу (газ или раствор).

В случае гетерогенного катализа катализатор находится в системе в виде самостоятельной фазы.

Гетерогенный катализ протекает на поверхности раздела фаз (как правило, на поверхности катализатора).

Поверхность катализатора способна адсорбировать (поглощать) молекулы исходных веществ.

Химическое равновесие.

Необратимой является реакция: 1) если выделяется газ в окружающую среду CaCO3(т) -> CaO(т) + СО2(г), 2) если выпал осадок Ca(OH)2 + H2SO4 -> CaSO4(Осадок) + 2Н2О.

Обратимой называется химическая реакция, в которой образовавшиеся вещества взаимодействуют между собой с образованием исходных веществ: N2 + 3H2 -><- 2NH3, V(->) = k1*C(N2)*C(H2)^3, V(<-) = k2*C(NH3)^2.

Состояние химического равновесия (динамическое или подвижное) – состояние, когда скорость прямой реакции равна скорости обратной.

Химическое равновесие еще называют динамическим или подвижным, т.к. при достижении системой химического равновесия реакция не прекращается, а одновременно идут и прямая, и обратная реакция с одинаковыми скоростями.

В этом состоянии состав системы остается неизменным с течением времени и выражение З.Д.М. может быть записано в виде: k2/k1 = K(с) = С(NH3)^2/C(N2)*C(H2)^3, K(P) = P(NH3)^2/P(N2)*P(H2)^3. Если константа скорости выражена через концентрации, обозначается К(с), если через парциальное давление – К(р).

Выражение З.Д.М. Если обратимая реакция достигла состояния равновесия, то отношение произведения концентрации продуктов реакции, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, к произведению концентрации исходных веществ, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, есть величина постоянная при данной температуре.

Связь константы равновесия с изменением энергии Гиббса: /\G = - RTlnK(p).

K(p)> 1 /\G<0, K(p) = 1 /\G = 0, K(p)<1 /\G>0.

Величина константы равновесия позволяет судить о полноте и направлении протекания процесса.

Константы равновесия К(р) и К(с) могут иметь размерность, а могут быть безразмерными (тогда К(р) = К(с)) в случае, если изменение объема газообразных веществ в реакции не происходит.

Для газообразных веществ К(с) и К(р) связаны между собой следующим образом: Уравнение Менделеевы-Клайперона: p(i)V/v = n(i)RT/v, P(i) = (n/V)RT = C(i)RT. K(p) = P(NH3)^2/P(N2)P(H2)^3 = C(NH3)^2*(RT)^2/C(N2)*RT*C(H2)^3*(RT)^3, K(p) = K(c)*(RT)^(2-1-3=-2 – это /\n), /\n – изменение числа молей газообразных веществ в ходе реакции.

Константа равновесия зависит от природы реагирующих веществ и температуры, но не зависит от концентрации (точно так же, как и константа скорости).

Повлиять на равновесие в системе можно путем внешнего воздействия на систему: изменить температуру, давление, концентрацию.

Предсказать смещение равновесия при изменении внешних факторов позволяет принцип подвижного равновесия Ле-Шателье: Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие (изменить температуру, давление, концентрацию), то равновесие сместится в сторону ослабления внешнего воздействия.

Влияние концентрации.

N2 + 3H2 -><- 2NH3

1. C(N2) повысить, C(H2) повысить, то равновесие ->.

2. C(NH3) повысит, равновесие <-.

Увеличение концентрации исходных веществ смещает равновесие в сторону образования продуктов реакции. Уменьшение концентрации исходных веществ смещает равновесие в сторону исходных веществ.

Константа равновесия при этом не изменится.

1+0,5х 2

N2 + 3H2 = 2NH3

K(c) = C(NH3)^2/C(N2)C(H2)^3 = 1

Добавим 1 моль NH3.

K(c) = 1 = (1+1-x(израсх.))/(1 + 0.5x)(1 + 3/2)^3.

Расчет констант только по равновесным концентрациям.

Влияние давления.

Увеличение давления будет смещать равновесие реакции в сторону той, которая идет с уменьшением объема газообр.в..

Уменьшение давления будет смещать равновесие реакции в сторону той, которая идет с увеличением объема.

N2 + 3H2 -><- 2NH3, K(p) = P(NH3)^2/P(N2)*P(H2)^3.

1. P увелич., равновесие ->

2. P уменьш., равновесие <-.

H2 + Cl2 -><- 2HCl

1. Р увелич., равновесие не смещ.

2. Р уменьш., равновесие не смещ.

2CuS + 3O2(г) -> 2CuO(т) + 2SO2(г), P увелич., равнов. ->.

Давление будет влиять на смещение равновесия, если в системе есть хотя бы одно газообразное вещество. Во всех остальных случаях давление не влияет.

Если в ходе реакции объем газообразных веществ не изменяется, то давление не влият на смещение равновесия.

Константа равновесия от парциальных давлений не зависит.

Для газообразных систем увеличение давления соответствует уменьшению объема и наоборот.

Влияние температуры

Увеличение температуры смещает равновесие в сторону той реакции, по которой тепло расходуется ( - Q, эндотерм.).

Уменьшение температуры смещает равновесие в сторону той реакции, по которой тепло образуется (+Q, экзотерм.).

- Q + N2 + 3H2 -><- 2NH3 + Q.

T увелич., равновесие <-.

K(p) = p(NH3)^2/P(N2)*P(H2)^3 уменьш.

Константа равновесия экзотермической реакции уменьшается с увеличением температуры и наоборот.

Равновесие в гомогенных реакциях.

aA + bB(т) -> cC + dD.

K(p)’ = P(C)^c*P(D)^d/P(A)^a*P(B)^b (P(B)^b – твердое вещество – постоянная величина).

K(p) = P(C)^c*P(D)^d/P(A)^a = K(p)’ * P(B)^b.

Fe3O4(т) + 4H2 -> 3Fe(т) + 4H2O(г).

K(p) = P(H2O)^4/p(H2)^4.

Если в системе только одно газообразное вещество, то его парциальное давление определяет величину К(р). Это давление называется упругостью диссоциации.

CaCO3(т) -><- CaO(т) + CO2(г), К(р) = Р(СО2)

СО2(г) + СаО(т) -><- СаСО3(т), К(р) = 1/Р(СО3).

1 3 2

Т = const N2 + 3H2 = 2NH3

C0 2 10 5

-

C(изр.) 1/3 1 2/3

С(равн.) 1,67 9 4,33

Гидролиз солей. Различные случаи гидролиза. Факторы, влияющие на полноту протекания реакции гидролиза. Степень гидролиза и константа гидролиза. Расчет рН при гидролизе. Современный гидролиз двух солей. Состояние ионов в растворе. Активность. Произведение растворимости труднорастворимого электролита. Условие образования и растворения осадков.

Вода незначительно диссоциирует на ионы, поэтому в водном растворе обязательно присутствуют ионы Н(+) и ОН(-). При растворении многих солей в воде, йоны соли взаимодействуют с ионами воды.

Гидролизом называется процесс взаимодействия йонов соли с йонами воды, который сопровождается образованием слабого электролита и изменением рН среды.

Гидролиз – процесс обратимый, протекает по стольким ступеням, сколько ступеней диссоциации в образующемся слабом электролите.

Гидролизу подвергаются соли в том случае, если кислота или гидроксид, их образовавшие, являются слабыми электролитами.

3 случая гидролиза:

1) Слабая кислота + сильное основание

Na3PO4 + H2O -><- 3Na(+) + PO4(3-) + H2O (ортофосфат натрия – слаб.элек.)

H3PO4 -><- H(+) + H2PO4(-), H2PO4(-)-><-H(+)+HPO4(2-), HPO4(2-)-><-H(+)+PO4(3-).

Кд для всех трех…

1 ступень гидролиза: Na3PO4 + H2O -><- Na2HPO4 + NaOH, PO4(3-)+H2O-><- HPO4(2-)+OH(-)

Кг = [HPO4(2-)][OH(-)]/[PO4(3-)]

Константа гидролиза связана с Кд слабого электролита: [OH(-)] = Кв/[H(+)], Кг = [HPO4(2-)]*Кв/[PO4(3-)][H(+)] = Кв/Кд(по последней ступени)ю

2 ступень Na2HPO4 + H2O -><- NaH2PO4 + NaOH, HPO4(2-)+H2O-><-H2PO4(-)+OH(-).

Наиболее полно гидролиз протекает по первой ступени, менее полно по последующим.

Гидролиз никогда не идет до конца, если не влиять извне на смещение равновесия в этой системе. Для того, чтобы сестить равновесие в сторону образования кислоты, нужно увеличить концентрацию йонов Н(+), щелочи – добавить ОН(-).

2) Слабое основание + сильная кислота.

MgSO4

Mg(OH)2-><- MgOH(+)+OH(-), MgOH(+)-><-Mg(2+)+OH(-), Кд в обеих ступенях.

1 ступень. 2MgSO4+2H2O-><-(MgOH)2SO4 + H2SO4, Mg(2+)+H2O-><-MgOH(+)+H(+),Кг=Кв/К2д(Mg(OH)2,

Кг = [MgOH(+)][H(+)]/[Mg(2+)].

2 стадия. (MgOH)2SO4+2H2O-><-2Mg(OH)2(осадок)+H2SO4, MgOH(+)+H2O-><-Mg(OH)2+H(+).

3) Слабое основание + слабая кислота

Гидролизуются нацело в одно ступень. Как правило, гидролиз идет необратимо.

Al2S3+6H20->2Al(OH)3+3H2S(оба в осадок). Среда близкая к нейтральной, надо сравнивать Кд.

Нет ионного уравнения Кд(H2S) = 10(-14), Кд(Al(OH)3) = 10(-12) – щелочная среда.

4) Сильное основание + слабая кислота.

Гидролизу не подвергается. В водном растворе присутствуют в виде ионов, не образуя слабого электролита. рН такого раствора условно считают нейтральным.

Факторы, влияющие на гидролиз.

1)Природа реагирующих веществ.

2) Влияние температуры. При повышении температуры гидролиз усиливается, т.к. процесс диссоциации воды на ионы эндотермический. Для подавления гидролиза – наоборот.

3) Влияние концентрации. При разбавлении гидролиз (при повышении концентрации воды) усиливается. Чем больше молекул воды, тем большая часть из них диссоциирует, чем больше катионов Н(+) и анионов ОН(-), тем более полно идет гидролиз.

Расчет рН для процессов гидролиза.

CH3COONa + H2O -><- CH3COOH + NaOH (C(исх) 0,1).

CH3COO(-) + H2O -><- CH3COOH + OH(-) щелочная среда.

К1г = [CH3COOH][OH(-)]/[CH3COO(-)].

Доля вещества, подвергающаяся гидролизу - степень гидролиза в.

Кг = в * С(исх)* в*С(исх)/(1- в)С(исх) = в^2*С(исх).

в = [Кг/С(исх)]^1/2.

С’ (ОН) = С(исх)* в.

Кг = Кв / Кд(по посл.ступени) = 10(-14)/1,7*10(-5) = 10(-9).

С’ (ОН) = 0,1 * [10(-9)/10(-1)]^1/2 = 10(-5) – реальная концентрация ОН в р-ре.

рОН = - lg10(-5) = 5, pH = 9.

Влияние на гидролиз.

Гидролиз может быть усилен и проведен необратимо, если к соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой добавить соль, образованную сильным основанием и слабой кислотой, и наоборот. 2AlCl3 + 3Na2S -> 2Al(OH)3(осад) + 3H2S(осад) + 6NaCl.

Состояние ионов в растворе.

Сильные электролиты практически полностью распадаются на ионы в водных растворах. Электростатическое взаимодействие между ионами ослабевает до минимального значения в следствие увеличения расстояния между ними за счет образования гидратных оболочек.

По мере увеличения концентрации электролита количество свободной воды (молекул воды, не связанных в гидратной оболочке) уменьшается, поэтому уменьшается расстояние между ионами, что ведет к тому, что взаимодействие между ионами усиливается.

Увеличением концентрации электролита можно добиться такого состояния, когда свободной воды не останется (все они будут связаны в гидратной оболочке). При этом наступает процесс взаимодействия гидротированных ионов друг с другом. При этом происходит кажущееся уменьшение диссоциации сильного электролита. Условная (кажущаяся) концентрация ионов в растворе, в соответствии с которой они вступают в химическое взаимодействие, называется активностью. а(активность)<=c (конц.). а/с = у ( у – коэффициент активности). Физический смысл у: показывает насколько степень взаимодействия между ионами в данном растворе больше, чем в предельно разбавленном.

Огромное число веществ обладают ограниченной растворимостью, поэтому на практике встречаются системы, в которых в состоянии равновесия находится осадок и насыщенный раствор электролита, образовавшего этот осадок.

AgCl -><- Ag(+)+Cl(-), Kc = [Ag(+)][Cl(-)]/[AgCl], Kc*[AgCl] = [Ag(+)][Cl(-)] (Kc*[AgCl] – некоторая постоянная величина при данной температуре).

Произведение растворимости (ПР): ПР = [Ag(+)][Cl(-)] или ПР = а(Ag(+))*a(Cl(-)), Ka = а(Ag(+))*a(Cl(-))/ a(AgCl), Ka* a(AgCl) = а(Ag(+))*a(Cl(-)).

Произведение активностей йонов, содержащихся в насыщенном растворе электролита при данной температуре есть величина постоянная, называется Произведением растворимости.

ПР зависит: 1) от природы реагирующих веществ; 2) от температуры; но не зависит от концентрации (от активности) йонов.

KnАm -><- nK(+)+mA(-), ПР = a(K)^n*a(A)^m.

Условие образования осадка.

Если произведение активностей (концентраций) йонов, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, больше величины ПР электролита, то осадок образуется. Если меньше – осадок не образуется или растворяется.

Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Константа воды. Водородный показатель рН, способы определения рН.

Н2О -><- Н(+) + ОН(-).

Кд = [H(+)][OH(-)]/[H2O]

Кд*[H2O] = [H(+)][OH(-)]

Кд*[H2O] = Kв

Кв – йонное произведение воды (Kw)

Кв = [H(+)][OH(-)] = 10(-14) моль^2/л^2 – при постоянных условиях.

[H(+)] = [OH(-)] = 10(-7) – в растворе нейтральная среда.

[H(+)]>[OH(-)]>10(-7) кислая среда

[H(+)]<[OH(-)]<10(-7) щелочная среда

рН – отрицательный десятичный логарифм концентрации йонов водорода.

рН = - lg[H(+)], pH = - lgC(H(+)).

Гидроксильный показатель рОН = - lgC(OH(-))

pH + pOH = 14.

Расчет рН у сильных электролитов.

HCl -> H(+) + Cl(-)

1 1 1

0.01 0.01 (молярная концентрация!)

a = 1.

pH = - lg0.01 = 2.

H2CrO4 -> 2H(+) + CrO4(2-)

1. 0.02

pH = - lg0.02 = 2 – lg2.

KOH -> K(+) + OH(-)

1 1

0.01 0.01

1) [H(+)] = 10(-14)/[OH(-)] = 10(-12), pH = - lg10(-12) = 12

2) pOH = - lg0.01 = 2, pH = 14 – pOH = 12.

Слабые электролиты:

CH3COOH -><- CH3COO(-) + H(+) (уксусная кислота)

1. (С(исх))

C’ (H(+)) = C(исх)* a (C’ – реальная концентрация)

a = [Кд/С(исх)]^1/2, Кд = 1,75*10(-5)

а = [10(-5)/10(-3)]^1/2 = 10(-1).

C’(H(+)) = 10(-3)*10(-1) = 10(-4).

pH = - lg10(-4) = 4.

NH4OH -><- NH4(+) + OH(-)

1. 0.001

Кд = 1,8*10(-5), a = [1.8*10(-5)/ 10(-3)]^1/2 = 10(-1)

C’(OH(-)) = 10(-3)*10(-1) = 10(-4)

pOH = - lg10(-4) = 4, pH = 14 – 4 = 10.

Ионная связь. Природа ионной связи. Положительные и отрицательные ионы. Свойства ионной связи. Энергия кристаллической решетки.

Йонная связь – это предельный случай ковалентной полярной связи. Считается, что происходит полный перенос электрона от атома с меньшей величиной ЭО к атому с большей ЭО. При этом образуются положительные и отрицательные йоны. Положительно и отрицательно заряженные йоны образуют молекулы под действием сил электростатического притяжения. Силы электростатического притяжения – самые сильные из всех рассматриваемых в химических связях. В реальных условиях полного переноса электрона не происходит. Ионная связь всегда содержит долю ковалентной связи. Даже в самой полярной молекуле FrF йонная связь осуществляется на 94%.

Свойства йонной связи: 1) отсутствие насыщаемости. Количество противоположно заряженных притягиваемых частиц (йонов) зависит только от заряда и размера йона. 2) отсутствие направленности. Электростатические силы притяжения действуют равномерно во всех направлениях; 3) йонная связь наиболее прочная.

Энергия кристаллической решётки, равна работе, которую необходимо затратить, чтобы разделить и отделить друг от друга на бесконечное расстояние частицы, образующие кристаллическую решетку. Э. к. р. является частным случаем энергии связи. Она зависит от типа частиц (молекул, атомов, ионов), из которых построена решетка кристалла, и характера взаимодействия между ними. Э. к. р. имеет величину от 10 кдж/моль до 4000 кдж/моль и может быть косвенно определена по данным калориметрических измерений и другими методами. Величина Э. к. р. зависит также от начальной энергии частиц, образующих кристаллическую решетку; об этом факте иногда говорят как о зависимости Э. к. р. от температуры. Обычно Э. к. р. рассматривают для случаев, когда вещество находится в стандартном состоянии или при 0 К. Она в значительной степени определяет прочность связи между частицами в кристалле, а также такие его физические свойства, как прочность, твердость, температура плавления.

Межмолекулярные силы взаимодействия – силы Ван-дер-Ваальса. Поляризация молекул.

Объединение молекул возникает за счет межмолекулярных взаимодействий (ММВ). Межмолекулярные взаимодействия обусловлены электромагнитными полями атомных ядер и электронов молекул.

Все ММВ можно условно разделить на две группы: универсальные и специфические. Универсальные взаимодействия проявляются во всех молекулах без исключения. Эти взаимодействия часто называют связью или силами Ван-дер-Ваальса. Хотя эти силы значительно слабее сил короткодействующей химической связи, они являются первой причиной перехода большинства веществ из газообразного состояния в жидкое, устойчивости молекулярных кристаллов, адсорбции газов поверхностями твердых тел и других явлений. Среди универсальных сил выделяют четыре составляющих: ориентационные, индукционные и дисперсионные силы притяжения, проявляющиеся на одних расстояниях, и силы отталкивания, обусловленные отталкиванием электронных облаков молекул и проявляющиеся при их дальнейшем сближении.

Ориентационная составляющая связана с полярностью молекул. Молекула, обладающая дипольным моментом, притягивает другую полярную молекулу за счет сил диполь-дипольного взаимодействия. Молекулы при этом стремяться расположиться либо последовательно, либо антипараллельно. Такой ориентации препятствует тепловое движение молекул, усиливающееся с повышением температуры. Поэтому ориентационное взаимодействие тем больше, чем больше дипольные моменты, меньше расстояние между молекулами и ниже температура. Энергия ориентационного взаимодействия приближенно может быть оценена по формуле В. Кеезома: Е(ор.) = -2/3*M1^2*M2^2/kTr^6, где k – постоянная Больцмана, r – расстояние между центрами молекул, М – диполи.

Индукционная составляющая возникает при взаимодействии полярной и неполярной молекул. При этом полярная молекула поляризует неполярную, в которой появляется (индуцируется) наведенный дипольный момент. В результате возникает диполь-дипольное притяжение молекул. Энергия индукционного взаимодействия тем больше, чем больше дипольный момент полярной молекулы и чем больше поляризуемость неполярной. Поляризуемость молекул – это мера смещения зарядов в молекуле в электрическом поле заданной напряженности. Поляризуемость резко увеличивается с увеличением размеров электронной оболочки. Например, в ряду молекул HCl, HBr, HI дипольный момент уменьшается, однако температуры плавления и кипения веществ увеличиваются, что связано с увеличением поляризуемости молекул.

Если две молекулы имеют постоянные дипольные моменты и обладают поляризуемостями а1 и а2, то средняя потенциальная энергия их взаимодействия может быть оценена по формуле, получим П.Дебаем: Е(инд.) = -( а2М1^2 + a1M2^2)/r^6.

Ориентационные и индукционные силы между двумя молекулами зависят от присутствия других полярных молекул и, следовательно, не аддитивны (АДДИТИВНОСТЬ (от лат. additivus — прибавляемый), свойство величин, состоящее в том, что значение величины, соответствующее целому объекту, равно сумме значений величин, соответствующих его частям, каким бы образом ни был разбит объект. Например, аддитивность объема означает, что объем целого тела равен сумме объемов его частей.).

Дисперсионная состаляющая притяжения молекул универсальна и присутствует всегда. Наиболее отчетливо дисперсионное притяжение проявляется при взаимодействии атомов благородных газов. Эти силы сравнимы по величине с силами полярных межмолекулярных взаимодействий. Суть возникновения дисперсионных сил заключается в следующем. При движении электронов в молекуле мгновенно возникает асимметрия распределения положительных и отрицательных зарядов. В результате такого движения электронов каждую молекулу можно рассматривать как место возникновения мгновенно существующих диполей различной направленности. Время существования такого осциллирующего диполя около 10(-8) с. Попеременно возникающие диполи разных молекул в результате движения электронов ориентируются так, что возникает либо притяжение, либо отталкивание молекул. Однако в силу высокой «подвижности» электронов они движутся так, что вероятность возникновения притягивающихся диполей больше, чем отталкивающихся. Это связано с корреляцией электронов (корреляция - взаимная связь, взаимозависимость, соотношение предметов или понятий.). Рассчитывают энергию дисперсионного взаимодействия молекул по формуле (Ф. Лондон): Е(дсп) = -3/2*[Е(и(1)*Е(и(2))/(Е(и(1)) + Е(и(2)))]* a1a2/r^6, где Е(и) – энергия ионизации.

Из приведенных выше формул для ориентационной, индукционной и дисперсионной составляющих универсальной энергии притяжения молекул видно, что все этим виды энергии могут быть представлены в виде Е(пр) = -А/r^6, где постоянная А обобщает все составляющие взаимодействия для конкретного вида атома или молекулы.

Энергия отталкивания электронных оболочек молекул часто описывается степенной функцией вида Е(от) = В/r^n, где В – постоянная, а n равно 9, либо 12 или 15.

Поэтому на практике для расчетов энергии взаимодействия молекул или отдельных групп молекул между собой (например, аминокислотных остатков в молекулах белков) пользуются эмпирическим уравнением, обобщающим последние два (так называемый потенциал Ленард-Джонса): Е(мв) = -А/r^6 + B/r^n.

Энергия межмолекулярного притяжения обычно не превышает 16 кДж/моль. Однако в молекулах с длинными цепями атомов число контактов между атомами может быть большим, и суммарная энергия межмолекулярной связи достаточна для образования прочных конгломератов молекул (конгломерат - механическое соединение чего-либо разнородного.). Примером тому являются полимерные углеводорподы: полиэтилен и др.

Периодическое изменение свойств химических элементов. Энергия ионизации и сродство к электрону. Электроотрицательность.

Близость физико-химических и химических свойств атомов обусловлена сходством их электронных конфигураций, причем, в первую очередь, важно сходство в распределении атомов по внешним АЭО. Это проявляется в периодическом появлении, по мере увеличения заряда ядра атома, элементов с близкими свойствами. Такие свойства называются периодическими. Среди важнейших периодических свойств атома выделяют следующие:

- количество электронов на внешней электронной оболочке

- атомный и ионный радиусы, определяемые как средние радиусы атома или иона, находимые из экспериментальных данных по межатомным расстояниям в различных соединениях

- энергия ионизации, определяемая количеством энергии, необходимой для отрыва электрона от атома

- сродство к электрону, определяемое количеством энергии, выделяющейся при присоединении дополнительного электрона к атому

- восстановительная активность, определяемая способностью атома отдавать электрон другому атому. Количественной мерой восстановительной активности является энергия ионизации. Если она увеличивается, то ВА уменьшается и наоборот

- окислительная активность, определяемая способностью атома присоединять электрон от другого атома. Количественной мерой окислительной активности является сродство к электрону. Если она увеличивается, то ОА также увеличивается и наоборот

- другие периодические свойства, такие, как степень окисления, электроотрицательность, составы высших водородных соединений, термодинамические, электролитические свойства и многие другие.

Реакционную способность веществ характеризуют:

1. Энергия ионизации, I [кДж/моль, эВ/атом]. Энергия ионизации – это количество энергии, которое необходимо затратить для того, чтобы отделить от атома один электрон. Э(0) – е = Э(+) + I1, Э(+) – е = Э(2+) + I2. I2>=I1 (связано с числом электронов на внешнем энергетическом уровне). Больше 3-х электронов «оторвать» нельзя. В таблице Менделеева: в периодне слева направо I увеличивается (радиус атома уменьшается, заряд ядра незначительно увеличивается), в группе сверху вниз I уменьшается (заряд ядра намного увеличивается, радиус ядра растет).

2. Энергия сродства к электрону (Е) – количество энергии, которое выделится при присоединении атомом одного электрона.

Э(0) + е = Э(-) + Е1. К нейтральному атому, как правило, больше одного электрона присоединить нельзя. В периоде Е увеличивается (чем проще принять электрон, тем больше Е), в группе Е уменьшается.

3. Электроотрицательность (ЭО). – способность атома принимать и отдавать электроны. ЭО – полусумма энергии ионизации и энергии сродства к электрону.

ЭО = (Е + I)/2. В периоде ЭО растет, в группе ЭО уменьшается.

Шкала ЭО Полинга – в ней относительные величины Li – 1,0; F – 4,0.

Правило Гунда. Заполнение электронных подуровней, распределение электронов в атомах и ионах по энергетическим состояниям (ячейкам). Непарные электроны, замкнутые группировки, свободные энергетические состояния. Нормальное и возбужденное состояние атомов и ионов. Ковалентность.

Заполнение энергетических ячеек осуществляется согласно правила Гунда: электроны заполняют энергетические ячейки таким образом, чтобы их суммарный спин был максимальным (связано с устойчивостью -> нет отталкивания).

Любая система стремиться к максимальному запасу энергии.

Устойчивость системы определяется зарядом и энергией.

Два электрона, находящиеся на одной орбитали и обладающие противоположно направленными спинами, называются спаренными, в отличие от одиночного (т.е. неспаранного) электрона, занимающего какую-либо орбиталь.

Число неспаренных электронов определяет его ковалентность.

Правило Гунда не запрещает другого распределения электронов в пределах электронной подоболочки. Состояния атома с меньшими, по сравнению с максимальным, значениями суммарного спина электронов будут энергетически менее выгодными и, в отличие от первого, называемого основным, будут относиться к возбужденным состояниям.

Природа химической связи. Основные виды химической связи в молекулах. Ковалентная связь (полярная и неполярная). Ординарная s-связь и кратная р-связь. Свойства ковалентной связи (насыщенность и направленность). Гибридизация электронов. Химическая связь и геометрия молекул. Полярность связи и полярность молекулы с ковалентной связью. Дипольный момент связи и молекулы. Энергия разрыва и энергия образования химической связи, использование указанных величин в термодинамических расчетах.

Между атомами в молекуле имеет место химическая связь: ковалентная полярная и неполярная, ионная, донорно-акцепторная.

Между молекулами имеет место химическая связь: водородная, донорно-акцепторная, взаимодействие Ван-дер-Ваальса.

В твердом теле наблюдается химическая связь: ионная, ковалентная полярная и неполярная, металлическая, взаимодействие Ван-дер-Ваальса.

В теории химической связи существует два метода: 1) метод молекулярных орбиталей; 2) метод валентной связи (МВС).

Метод валентной связи.

Единственным критерием химического взаимодействия атомов, ионов и молекул является изменение электронной плотности. Образовавшаяся новая молекула устойчива только в том случае, если энергия образования частицы меньше энергии исходных частиц (выделение энергии, -/\Н). Рассчитать /\Н образования любого вещества можно по энергии разрыва связи : /\H(f) = сумма E(p.c.)*n(исх.) – сумма E(p.c.)*n(продуктов). Е(р.с.) – энергия разрыва связи, n – число связей.

Условие образования химической связи

Химическая связь образуется в результате перекрывания атомных электронных орбиталей (АЭО) двух неспаренных электронов с антипараллельными спинами. Перекрытие осуществляется между центрами ядер атома. При этом электронная плотность в месте перекрывания увеличивается, запас энергии системы уменьшается.

Химическая связь образуется, если: 1) у двух атомов есть неспаренные электроны, 2) электроны имеют антипараллельные спины вращения, 3) запас энергии должен уменьшиться.

Виды химических связей.

Ковалентная связь образуется в результате перекрывания атомных орбиталей двух электронов с антипараллельными спинами.

Свойства: 1) насыщаемость – способность атома образовывать ограниченное число ковалентных связей (характеризуется строением атома), 2) направленность – способность ковалентной связи иметь пространственную ориентацию. Обусловлено ориентацией атомов электронных орбиталей в пространстве. 3) гибридизация – выравнивание запаса энергии атомных орбиталей электронов различных подуровней. Выражается в усреднении формы АЭО и осуществляется там, где в образовании участвуют электроны различных подуровней.

По числу АЭО, участвующих в перекрывании химической связи можно разделить на: 1) ординарные (образуются при перекрывании двух АЭО соседних атомов). Перекрывание осуществляется по линии, связывающей центры ядер атомов, и называются сигма-связи. 2) кратные - образуются за счет перекрывание нескольких пар АЭО, при этом одна из кратных связей всегда сигма, все остальные – пи-связи.

Полярность ковалентной связи обусловлена смещением электронной плотности от атома с меньшей ЭО к атому с большей величиной ЭО. Атом с большей величиной ЭО приобретает частичный отрицательный заряд, с меньшей величиной – частичный положительный заряд. В результате в молекуле образуется полюсность зарядов.

Степень полярности связи зависит от соотношения ЭО-стей атомов, образующих данную молекулу.

По степени полярности выделяют: 1) ков. Неполярную связь, 2) малополярную, 3) полярную, 4)сильно полярную.

Ковалентная неполярная связь образуется между атомами с одинаковой величиной ЭО.

Ковалентная малополярная связь обоазуется, если ЭО-сти атомов различны, а /\ЭО связи меньше или равна 0,5.

Ковалентная полярная 0,5 меньше равно /\ЭО меньше рано 1.

Ковалентная сильно полярная /\ЭО больше 1.

Свойства соединений с ковалентной неполярной связью: 1) соединения плохо растворимы в воде, 2) не диссоциируют в водных растворах, 3) имеют низкие температуры плавления и кипения (по агрегатному состоянию это, в основном, газообразные или аморфные кристаллические вещества).

Свойства соединений с сильно полярной ковалентной связью (LiF, это типичные металлы (слева внизу)+типичные неметаллы(слева вверху)): 1) хорошо растворимы в воде, 2) диссоциируют в водных растворах (водные растворы – сильные электролиты), 3) имеют высокие температуры плавления и кипения; 4) имеют высокую энергию связи.

Полярность ковалентной связи количественно определяется по дипольному моменту связи (М(св)). Дипольный момент связи – это произведение длины диполя на заряд переносимой частицы (заряд электрона): М(св) = l * q [Кл*м] [Д] – Дебай. Молекула имеет форму диполя. Длина диполя – расстояние между центрами ядер атома. Чем больше величина дипольного момента связи, тем более полярна связь.

Если дипольный момент связи равен 0, то только в этом случае связь ковалентная неполярная.

Если 0<M(св.)<3.5 – ков.полярная связь.

Если 3.5<M(св.)<10 – ков.сильно полярная связь.

Дипольный момент связи приводит к возникновению дипольного момента молекулы – это геометрическая сумма(векторная) дипольных моментов всех связей в молекуле М(мол.).

Молекулы полярны, т.е. дипольный момент молекулы больше нуля: 1) если молекулы имеют не симметричное строение; 2) Молекулы со структурой треугольной пирамиды; 3) Линейные молекулы с одной сигма-связью и углом между связями меньше 180; 4) если центральный атом, образующий молекулу, образует связи с различными атомами (фреолы, COCl2, CFCl2).

Если дипольный момент молекулы равен 0, то молекула не полярна. Это происходит, если: 1) молекула обладает симметричным пространственным строением (плоский треугольник, тетраэдр); 2) линейные молекулы с углом между связями 180; 3) линейные молекулы с /\ЭО = 0.

Раствор. Растворитель. Растворенное вещество. Классификация растворов. Способы выражения концентрации растворов.

Раствор – однородная (гомогенная) система, состоящая из двух и более компонентов.

Различают жидкие, твердые и газообразные растворы.

Один из компонентов раствора – это растворитель, другие – растворенные вещества.

Растворитель – это компонент раствора, которого, как правило больше; при образовании раствора растворитель не изменяет своего агрегатного состояния; в тех системах, где один из компонентов раствора вода, она и является растворителем.

Между компонентами раствора осуществляется химическое взаимодействие. Эти явления впервые были отмечены Менделеевым. Химическое взаимодействие молекул растворенного вещества с молекулами растворителя называется сольватацией, продукты реакции – сольваты. Если растворитель вода, то взаимодействие называется гидратацией, а продукты реакции – гидраты.

При образовании сольватов (в том числе гидратов) реакция экзотермическая (выделяется тепло).

Твердый раствор.

Твердые растворы – фазы переменного состава, в которых атомы различных элементов располагаются в общей кристаллической решетке. Различают твердые растворы замещения и внедрения. Если размеры атомов резко отличаются друг от друга – это твердый раствор внедрения. Если размеры атомов соизмеримы – твердый раствор замещения.

В твердых растворах замещения частицы растворенных компонентов замещают в узлах кристаллической решетки частицы растворителя. Такие растворы образуются, когда растворитель и растворенное вещество одинаковы по типу кристаллической решетки, по характеру связи и близки по размерам атомов.

Твердый раствор внедрения образуется, когда частицы растворенного вещества значительно отличаются от частиц растворителя.

Способы выражения концентрации растворов.

Концентрацией называют отношение массы растворенного вещества (или количества растворенного вещества) к массе раствора, к массе чистого растворителя, к объему раствора или к общему количеству всех веществ раствора.

Концентрации: 1) массовая доля растворенного вещества: w = m(в-ва)/m(р-ра)*100%. Массовая доля показывает, сколько граммов растворенного вещества содержится в каждых 100 граммах раствора. m(р-ра) = m(в-ва) + m(растворителя). Объем раствора V = m(р-ра)/ р [г/г/мл(см^3)]; 2) Молярная концентрация (молярность) Cм = v/V(р-ра) [моль/л] 1М – 1л – 1 моль – М, 0,1 М – 1л – 0,1 моль – М/10, 0,1М – 0,2л – 0,02 моль – М/50; 3) Нормальная концентрация эквивалента (нормальность). Сн = v(экв.)/V = m/ M/экв./V. Эквивалентом называют условную частицу, которая может быть вымещена (замещена). 1М – 1л – М, 1н – 1л – 1 моль/экв. – М/экв. Закон эквивалента V1*Cн1 = V2*Сн2; 4) Моляльная концентрация (моляльность). Сm – количество молей растворенного вещества, содержащееся в 1 кг чистого растворителя. Сm = v/m(р-ля) [моль/кг р-ля]; 5) Мольная доля растворенного вещества Ni = vi/сумма v(n) = vi/v1 + v2 + … + v(n). N(раст.в-ва) = v(в-ва)/v(в-ва)+v(р-ля), N(р-ля) = 1 – N(в-ва). 6) Титр – масса вещества, содержащаяся в 1 мл раствора. Т[г/мл].

Способность вещества растворяться в данном растворителе при заданных условиях называется растворимостью. Растворимость обозначается S(вверх температура в С). Растворимость показывает сколько вещества при данной температуре максимально может раствориться в 100 г растворителя. S = концентрации насыщенного раствора.

По растворимости растворы делятся на:

- ненасыщенные

- насыщенные

- перенасыщенные.

Насыщение – это состояние раствора, при котором скорость растворения вещества равна скорости кристаллизации его из раствора.

Ненасыщенный раствор – такой раствор, концентрация которого меньше концентрации насыщенного раствора. Перенасыщенный - … больше концентрации насыщенного раствора.

По размерам частиц растворы делят на: 1) истинные – размер частиц меньше 10(-7) см 2) коллоидные размер частицы от 10(-7) см до 10(-5) см. 3) взвеси размер частицы больше 10(-5) см.

Теория электролитической диссоциации. Степень диссоциации. Диссоциация сильных и слабых (средних) электролитов. Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Факторы, влияющие на процесс диссоциации.

Электролитическая диссоциация – процесс распада молекул на ионы под действием полярных молекул растворителя.

Впервые теория электролитической была была сформулирована Аррениусом.

Электролитами называются вещества, растворы которых проводят электрический ток. При растворении в воде электролиты диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные ионы. Под действием постоянного электрического тока положительно заряженные ионы движутся к катоду с отрицательным зарядом – они называются катионами, отрицательно заряженные ионы движутся к аноду с положительным зарядом – анионы.

Механизм электролитической диссоциации основан на ион-дипольном взаимодействии между частицами растворенного вещества и частицами растворителя. Если растворителем является вода, то действующей силой процесса диссоциации является гидратация (взаимодействие растворенного вещества с молекулами (диполями) воды).

В зависимости от типа кристаллической решетки в исходном веществе, от характера связи (насколько она полярна) все электролиты делятся на: сильные а больше 50% и слабы а меньше 50%. Количественный показатель, позволяющий определить силу электролита, называется степенью диссоциации а: а = число молекул распавшихся на ионы/общее число молекул.

К сильным электролитам в водных растворах относятся: 1) все средние соли (Na2CO3 -> 2Na(+) + CO3(-), (NH4)2Cr2O7 -> 2NH4(+) + Cr2O7(-).

2) Кислые и основные соли по первой ступени диссоциации: 1. NaHCO3 -> Na(+) + HCO3(-), 2. HCO3(-) -><-H(+) + CO3(2-). 1.AlOHCl2 -> AlOH(2+) + 2Cl(-). 2. AlOH(2+) -><- Al(3+) + OH(-).

3) растворимые в воде основания (щелочи): LiOH, NAOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, BA(OH)2, RA(OH)2.

4) Кислоты а) безкислородные HCl, HBr, HI. Б) кислородосодержащие кислоты, преимущественно одноосновные, центральный атом которых в высшей степени окисления: HNO3, HClO4, HMnO4, HVO3, H2SO4, H2SeO4, H2CrO4(хромовая), H2Cr2O7, H2S2O7.

Все остальные электролиты слабые.

Сильные электролиты диссоциируют необратимо в одну ступень на все имеющиеся йоны. Слабые диссоциируют обратимо и ступенчато (столько ступеней, сколько функциональных групп).

Факторы, влияющие на процесс диссоциации: 1) Природа реагирующих веществ. А) растворенного вещества – передается через характер химической связи (чем полярнее связь, тем лучше диссоциирует). Б) природа растворителя. Способность растворителя вызывать процесс электролитической диссоциацмм называют ионизирующей способностью растворителя. Количественно оценивается величиной е (показывает во сколько раз сила притяжения между зарядами в данной среде меньше, чем в вакууме) – диэлектрическая постоянная. Е(Н2О) = 81 (хорошо проводит ток). 2) влияние концентрации. Чем выше концентрация растворенного вещества, тем меньше сила электролита (т.к. на одну молекулу растворенного вещества молекул воды приходится меньше). 3) влияние температуры. При увеличении температуры степень диссоциации а увеличивается , потому что ослабевают силы кристаллической решетки и т.к. процесс электролитической диссоциации эндотермический – равновесие смещается в сторону разложения. (Т увеличивается, скорость движения частиц увеличивается).

Константа диссоциации слабых электролитов

Константа равновесия обратимого процесса диссоциации называется константой диссоциации. Она не зависит от концентрации. При стандартных условиях величины констант диссоциаций известны и находятся в справочных таблицах (ст. усл. Р = 1 атм, Т = 298 К, С = 1 моль/л).

Константа диссоциации слабого электролита связана со степенью диссоциации а следующим образом: Кд = С* а*С* а/(1- а)*С. Поскольку электролит слабый, то вся величина знаменателя стремится к 1. 1 – а -> 1 ( а->0). Значит, этой величиной можно пренебречь: Кд = С* а^2 (С – исходная концентрация). а = (Кд/С)^1/2. Это уравнение выражает закон разбавления Оствальда.

Закон разбавления Оствальда справедлив только для слабых электролитов. Он дает возможность вычислять степень диссоциации при различных концентрациях электролита, если известна его константа диссоциации. Пользуясь этим уравнением, можно также вычислить константу диссоциации электролита, зная его степень диссоциации при той или иной концентрации. Это уравнение наглядно показывает связь, существующую между концентрацией слабого электролита и степенью его диссоциации: степень диссоциации возрастает при разбавлении раствора.

Типы кристаллических решеток: ионная, атомная, молекулярная, металлическая. Зависимость свойств вещества от характера связей между частицами в кристалле.

Кристаллическая решетка – пространственный каркас, образованный пересекающимися прямыми линиями. В точках пересечений линий – узлах решетки – лежат центры частиц.

Особенностями кристаллов являются высокая степень упорядоченности частиц (наличие ближнего и дальнего порядка), определенная симметрия образуемых частицами элементарных ячеек и, как следствие, анизотропия свойств (т.е. физические свойства вещества в кристалле – прочность, теплопроводность, отношение к свету и др. – не всегда одинаковы по различным направлениям внутри кристалла).

В зависимости от природы частиц, находящихся в узлах кристаллической решетки, и от того, какие силы взаимодействия между ними преобладают в данном кристалле, различают молекулярные, атомные, ионные и металлические решетки.

В узлах молекулярных решеток находятся молекулы. Они связаны друг с другом межмолекулярными силами.

Молекулярная решетка присуща веществам с ковалентной связью.

Веществ с молекулярной решеткой очень много. К ним принадлежат неметаллы, за исключением углерода и кремния, все органические соединения с неионной связью и многие неорганические вещества.

Силы межмолекулярного взаимодействия значительно слабее сил ковалентной связи, поэтому молекулярные кристаллы имеют небольшую твердость, легкоплавки и летучи.

В узлах атомных решеток находятся атомы, ни связаны друг с другом ковалентной связью.

Атомные решетки присущи веществам с ковалентной связью.

Веществ, обладающих атомными решетками, сравнительно мало. К ним принадлежат алмаз, кремний и некоторые неорганические соединения. Эти вещества характеризуются высокой твердостью, они тугоплавки и нерастворимы практически ни в каких растворителях. Такие их свойства обусловлены прочностью ковалентной связи (только сигма – не проводят Эл.ток, есть пи-связь – могут иметь хорошую электропроводность).

В узлах ионных решеток располагаются, чередуясь, положительно и отрицательно заряженные ионы.

Они связаны друг с другом силами электростатического притяжения. Ионные решетки присущи веществам с ионной связью.

К соединениям с ионной связью, образующим ионные решетки, относится большинство солей и небольшое число оксидов. По прочности ионные решетки уступают атомным, но превышают молекулярные. Ионные соединения имеют сравнительно высокие температуры плавления, летучесть их в большинстве случаев невелика. Они обладают хрупкостью и являются диэлектриками.

В узлах металлических решеток находятся атомы металла, удерживаемые вместе металлической связью.

Металлические решетки присущи металлам и их сплавам.

Металлические решетки образуют простые вещества большинства элементов периодической системы – металлы.

По прочности металлические решетки находятся между атомными и молекулярными кристаллическими решетками. Свойства: непрозрачность, характерный металлический блеск, хорошая электропроводность и теплопроводность и др.

Электродные потенциалы металлов. Механизм их возникновения. Зависимость величины электродных потенциалов от природы металла, концентрации ионов металла в растворе и температуры. Стандартные (электродные) потенциалы металлов. Уравнение Нернста. Ряд активностей, его особенности.

Электрохимические свойства металлов обусловлены их электродными потенциалами. Электрод – это пластинка металла, опущенная в раствор соли того же металла. Все металлы имеют кристаллическое строение (металлическую кристалл.решетку). При погружении металлов в раствор происходит взаимодействие кристалл.решетки металла с полярными молекулами воды (гидратация).. И в металле и в растворе имеются одинаковые ионы (катионы металла Ме(n+)). В металле эти йоны находятся в узлах кристаллической решетки. Между ними перемещаются свободные электроны, полностью компенсирующие заряд данных йонов. В растворе эти йоны гидратированы (связаны с молекулами воды). Чтобы вывести йон из кристаллической решетки нужно затратить энергию, которой называют работой выхода йона из металла. При опускании металла в раствор металл и раствор взаимодействуют. Катионы металла, расположенные в поверхностном слое кристаллической решетки взаимодействуют с молекулами воды, находящимися в растворе, и могут под действием сил гидратации перейти в раствор. Под действием сил кристаллической решетки может происходить обратный процесс (катионы металла из раствора могут достраивать крист.решетку). Направление этих процессов зависит от соотношения энергии связи крист.решетки и энергии гидратации.

1. Металл является активным. F(гидрат.)>F(крист.реш.).

Mn(NO3)2 -> Mn(2+)+2NO3(-), Mn(NO3)2+(n+2m)H2O->Mn(2+)+nH2O+2(NO3(-)*mH2O).

На ионы металла на поверхности пластины действуют 2 вида сил: силы удерживающие катионы Mn в кристал.решетке и силы гидратации, вызывающие переход Mn в раствор. Т.к. металл активный, то йоны Mn переходят в раствор и концентрируются у поверхности электрода. При этом раствор у поверхности электрода приобретает избыточный положительный заряд, а поверхность пластины приобретает избыточный положительный заряд за счет оставшихся электронов.

Положительный заряд катионов Mn(2+) компенсируется отрицательным зарядом электронов на поверхности пластины. Mn(0)+mH2O->(Vраств.)<-(Vосажд)Mn(2+)*mH2O +2e. Под действием сил крист.решетки идет обратный процесс – дегидратация йонов Mn(2+), взаимодействие с электронами на поверхности пластины и достройка кристалл.решетки. В растворе устанавливается подвижное равновесие и возникает двойной электрический слой на границе раздела фаз металл – раствор (толщина слоя незыблема (действие сил притяжения, увелич.расстояния, нужна большая работа выхода).

Скачок потенциала между обкладками в двойном электрическом слое на границе раздела фаз металл-раствор (при опускании пластины) является основной составляющей электродного потенциала металла. При этом на границе раздела фаз устанавливается подвижное равновесие, при котором V растворения = V осаждения.

2. Металл является неактивным. F(гидрат)<F(кр.реш).

Если пластинку Ag поместить в раствор AGNO3, то, т.к. металл неактивный, катионы Ag из раствора будут переходить на поверхность пластины (адсорбироваться). При этом на поверхности пластины появится избыточный положительный заряд. Раствор у поверхности пластины приобретет избыточный отрицательный заряд за счет избыточных анионов NO3(-) (анионы сконцентрируются у поверхности электрода). Гидратированные катионы серебра переходят на пластинку, оставляя молекулы воды в растворе. Ag(+)*mH2O + e ->(Vосажд)<-(Vраств) Ag(0) + mH2O. На границе раздела фаз устанавливается подвижное равновесие (V осажд = V раствор), образуется двойной электрический слой. Скачок потенциала определяет электродный потенциал металла.

Разность (скачок) потенциала в двойном электрическом слое в условиях равновесия называется равновесным электродным потенциалом. Если равновесный потенциал меньше 0 – металл активный, и наоборот.

Величина электродного потенциала зависит от химической активности металла (природа), от концентрации йонов металла в растворе, от числа электронов, участвующих в электродном процессе и от температуры. Эта зависимость определяется уравнением Нернста: у(р) = у(0) + RT/nF * ln C(ox)/C(red). у(р) – равновесный потенциал, у(0) – стандартный электродный потенциал данного металла, он измерен в стандартных условиях относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого = 0, R – универсальная газовая постоянная, n – число электронов, участвующих в электродном процессе, F – постоянная Фарадея = 96500 Кл/моль, C(ox)/C(red) – отношение концентраций окисленной формы к восстановленной. у(р) = у(0) + 0,059/n * lg C(Me(n+))/C(Me), C(Me)-> 1. Приведенное уравнение Нернста: у(р) = у(0) + 0,059/n * lgC(Me(n+)).

Ряд активностей, его особенности.

В соответствии с их электродными потенциалами металлы расположены в ряд активности (ряд напряжений).

Свойства: 1) Чем меньше электродный потенциал металла, тем больше восстановительная способность его атомов. 2) Чем больше электродный потенциал металла, тем больше окислительная способность его атомов. 3) Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют водород из кислот, а стоящие до Mg – вытесняют Н2 из воды при нормальных условиях без нагревания. 4) В гальваническом элементе активный металл является анодом, менее активный – катодом.

Электролиз. Электролиз расплавов солей. Последовательность разрядов ионов на катоде (восстановление) и на аноде (окисление) из расплавов солей. Электролиз водных растворов солей. Явление поляризации при электролизе. Концентрационная и химическая поляризация (перенапряжение). Зависимость перенапряжения при разряде ионов водорода от материала катода, плотности тока, температуры и других факторов. Влияние перенапряжения на потенциалы катода и анода. Порядок разряда катионов и анионов солей при электролизе водных растворов. Электролиз с нерастворимыми и растворимыми анодами. Значение и применение электролиза.

Электролиз – это процесс, обратный г.э. Электролизом называют окислительно-восстановительный процесс, который протекает в растворах или расплавах электролита под действием постоянного электрического тока. CuSO4 -> Cu(2+)+SO4(2-), K(-): Cu(2+)+2e ->Cu(0) – восстановление, A(+): 2H2O – 4e->O2+4H(+), вторичный процесс: 2H(+)+SO4(2-)-><-H2SO4. Под действием постоянного электрического тока катионы движутся к катоду, который заряжен отрицательно, на катоде идет процесс восстановления. Анионы движутся к аноду, который заряжен положительно, на аноде идет процесс окисления.

Поляризация электродов.

В отсутствие внешнего источника тока на границе раздела фаз металл-раствор устанавливается подвижное равновесие, при котором V растворения = V осаждения. При этом возникает величина равновесного электродного потенциала. Если приложить внешний источник тока, то с анода электроны все время будут уходить (отводиться), а на катод электроны все время будут подаваться. При этом состояние равновесия нарушится, и равновесные потенциалы изменятся. Появится соответствующий новому состоянию равновесия потенциал при наложенном токе. Потенциал при наложенном токе отличается от равновесного потенциала металла на величину /\ у (величина поляризации). Величина поляризации может быть больше нуля и меньше нуля. Для катода электроны все время подводятся, поэтому потенциал при наложенном токе для катода становится более отрицателен в отличие от равновесного потенциала: /\ у(кат)<0. С аноды электроны все время отводятся, потенциал при наложенном токе становится более положительным: /\ у(анода)>0. Поляризация электродов – это смещение потенциала при наложении тока от их равновесных значений. Причины поляризации на катоде: Ме(n+)+ne->Me(0), 2H(+)+2e->H2(0). Катодный процесс состоит из следующих стадий: 1) диффузия гидратированных йонов из раствора к поверхности катода (в прикатодный слой): Me(n+)*mH2O, H3O(+). 2) дегидратация катионов металла на поверхности катода (или йонов гидроксония): Me(n+)*mH2O->Me(n+)+mH2O, H3O(+)->H2O+H(+). 3) Восстановление катионов металла или катионов водорода Me(n+)+ne->Me(0), H(+)+1e->H(0). 4) Формирование кристаллической решетки металла или молизация водорода: Н(0)+Н(0)=Н2(0). Скорость катодного процесса тормозится (замедляется) самой медленной из этих стадий. Поляризация электродов связана с торможением катодного процесса одной из этих стадий.

Типы поляризации.

Поляризация, вызванная низкой скоростью первой стадии, называется концентрационной (диффузионной). Поляризация, вызванная низкой скоростью второй, третьей или четвертой стадиями (стадии, в которых происходят химические превращения), называется химической. Поляризация электродов, вызванная низкой скоростью молизации водорода, называется перенапряжением водорода. Если на катоде выделяется металл, то величина катодной поляризации складывается из диффузионной и химической: /\ у(кат) = /\ у(хим) + /\ у(диф), /\ у(хим)->0, /\ y(хим)<=/\ y(диф)прим.= от 0,02 В до 0,1 В (0,2 В). Самая медленная стадия здесь – диффузия. Если на катоде выделяется водород, то величина поляризации катода складывается из диффузионной поляризации и перенапряжения водорода. Самая медленная стадия здесь – стадия молизации водорода (характеризуется перенапряжением). Н3О(+), /\ у(кат) = /\ у(диф) + п(Н2/К)(ню). /\ y(диф)->0, /\ y(диф)<= п(Н2/К) = 1 В, Н(+)+1е=Н(0).

Факторы, влияющие на перенапряжение водорода.

1) Материал катода. Перенапряжение существенно зависит от материала катода. C, Pt, Cu, Ni, Co, Fe, Cd, Zn, Mg (-> перенапряжение увеличивается). 2) Кислотность раствора (или рН среды). Кислотность раствора напрямую связана с концентрацией катионов Н2. Чем больше катионов, тем меньше перенапряжение. 3) Температура. Чем выше температура, тем перенапряжение меньше. 4) Плотность катодного тока. Д = I / S (I – сила тока, S – площадь катода). Чем больше плотность катодного тока, тем больше перенапряжение. 5) Шероховатость поверхности. На гладкой поверхности перенапряжение выше.

Роль перенапряжения и роль явления поляризации в хим. процессах.

Явление поляризации в химических процессах играет как положительную, так и отрицательную роль.

1) В г.э. – отриц. Роль. ЭДС уменьшается. 2) При электролизе – отриц.роль. Из-за поляризации увеличивается расход тока (электроэнергии). 3) При электролизе – полож.роль. Явление поляризации (перенапряжение) позволяет получить металлы до Н2. поляризация уменьшает равновесный потенциал водорода и дает возможность восстановить металлы от алюминия до Н2 электролизом их водного раствора. 4) Полож. Поляризация уменьшает ЭДС электрохимической коррозии.

Катодные процессы.

На катоде идет процесс восстановления с большей величиноц электродного потенциала.

Катодный процесс в расплаве. AgNO3, Ni(NO3)2, Fe(NO3)2, KNO3; Ag(+), Ni(2+), Fe(2+), K(+); K: 1) Ag(+)+e->Ag(0) y=0.8B, 2)Ni(2+)+2e->Ni(0) y= - 0.24B, 3) Fe(2+)+2e->Fe(0) y=-0.44 B, 4) K(+)+e->K(0) y=-2.92B.

Катодный процесс в растворе.

Возможно восстановление металла и возможно восстановление водорода из воды. 1) Me(n+)+ne->Me(0), 2) pH>=7, 2H2O+2e->H2+2OH(-), pH<7, 2H(+)+2e->H2(0). Для того чтобы оценить, какой процесс идет в первую очередь, необходимо 1) рассчитать потенциалы при наложенном токе для металла и для водорода. А) у(i)(Me/Me(n+)) = y(p) + /\y(k) – величина поляризации на катоде, /\y(k)->0, y(i) = y(p) = y(0) + 0.059/n* lgC(Me(n+)). Б)кислая среда. 2H(+)+2e->H2(0), y(i)(H2/2H(+)) = y(p) + п(ню), п<0, y(i) = y(0) + 0.059/2* lg[H(+)]^2/P(H2) - \п\. y(0) = 0, P(H2) = 5*10(-7) атм, y(i)(H2/2H(+)) = -0.059pH – 0.0295lg P(H2) - \п(Н2/К)\ = -0.228 – п (B). В нейтральной среде (на воздухе) у(р) = -0,224 В, y(i)<0. 2) сравнить потенциалы при наложенном токе для металла и для водорода. Если y(i) металла > y(i) водорода – восстанавливается металл, если y(i) металла < y(i) водорода – восстанавливается водород.

Анодные процессы.

На аноде идет процесс окисления анионов или молекул воды с меньшей величиной электродного потенциала. Характер анодного процесса зависит от материала анода и от состава раствора. В зависимости от материала все аноды можно разделить на растворимые и нерастворимые. Растворимые – это большинство металлов. Нерастворимые – угольный, платиновый, свинцовый, из нержавеющей стали. Если анод растворим, то в первую очередь идет процесс растворения анода (процесс окисления материала анода) Ме(0)-ne->Me(n+). Если анод нерастворимый, то идет процесс окисления ионов или молекул, содержащихся в растворе. В первую очередь идет процесс окисления бескислородных кислот: Cl(-), Br(-), I(-), S(2-) (F – фторид-ион к ним не относится): 2Сl(-) – 2e->Cl2, S(2-)-2e->S(0). Если анионов бескислородных кислот в растворе нет, тогда идет процесс окисления молекул воды при рН<=7 или гидроксогруп при рН>7: рН>=7 2Н2О-4е->02 + 4Н(+), рН<7 4ОН(-)-4е->2H2O + O2. Анионы кислородосодержащих кислот из водных растворов никогда не окисляются (только в расплаве: SO4(2-)-2e->SO2+O2, 2NO3(-)-2e->NO2+O2).

Применение электролиза в технике.

Важнейшее применение электролиз находит в металлургической, химической промышленности и гальванопластике. В химической промышленности методом электролиза получают различные продукты, к числу их относятся фтор, хлор, едкий натр, водород высокой степени чистоты, многие окислители, в частности пероксид водорода, пероксидную кислоту. В металлургической промышленности электролизом расплавленных соединений и водных растворов получают металлы (Cu, Bi, Sn, Pb, Ni, Cd, Zn), а также производят электролитическое рафинирование – очитстку металлов от вредных примесей и извлечение ценных компонентов.