Электрическая ионизация воды. Водородный и гидроксильный показатель

Для характеристики кислотности(щелочности) среды введен специальный параметр- водородный показатель, или рН, наз-ся взятый с обратным знаком десятичный логарифм активности ионов водорода в растворе. Водородный показатель определяет характер р-ии раствора. При рН<7 реакция раствора кислая, при рН>7-щелочная. Значение рН=7 соответствует нейтральному раствору только при 295 К. С изменением температуры меняются и концентрация ионов Н в нейтральном растворе. Водородный показатель имеет важное значение для понимания большинства процессов, протекающих в жидкой фазе, так как ионы Н и ОН непосредственно участвуют во многих реакций. Величина может служит критерием силы кислоты при одинаковой молярной концентрации активность ионов Н выше. Водородный показатель имеет важное значение для жизнедеятельности организма, так в норме рН сыворотки крови равен7,40+-0,05. отклонение от нормальных значений приводит к расстройству деятельности организма.

40. Дисперсные системы: а) квалификация б) методы получения в) свойства г) строение мицелл.Все дисперсные системы состоят из сплошной фазы, наз-ой дисперсиононой средой. В зависимости от размера частиц дисперсионные системы подразделяются на группы: а)взвеси(эмульсии) у кот частицы имеют размер 1000 нм и более; б) коллоидные системы, размер частиц которых лежит в пределах от 1 до 500 нм. Когда в-во находится в окруж среде в виде молекул или ионов, то такие растворы наз-ют истинными, т.е. гомогенными однофазными растворами. Обязательным условием получения дисперсных систем является взаимная нерастворимость диспергируемого в-ва и дисперсионной среды. Дисперсные системы квалифицируют по дисперстности, агрегатному состоянию дисперсной фазы и дисперсионной среды, интенсивности взаимодействия м/у ними, отсутствию или образованию структур в дисперсных системах. Мицеллы представляют собой скопление правильно расположенных молекул, удерживаемых преимущественно дисперсионными силами. Образование мицелл характерно для водных растворов моющих веществ и некоторых органических красителей с большими молекулами.

41. Понятие об окислителе и восстановителе, об ОВР. ОВР – химическая реакция, протекающая с изменением степеней окисления элементов. ОВР состоит из двух полуреакций: окисления и восстановления. Окисление – процесс отдачи электронов атомов или ионом. Восстановление – процесс присоединения электронов атомов или ионом. Окислитель – атом или ион, принимающий электроны.

сильные окислители: F₂, O₂, O₃, H₂O₂, Cl₂ и т.д. Восстановитель – атом или ион, отдающий электроны. Сильные восстановители: щелочные и щелочноземельные металлы и т.д.

степень окисления – условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предложении, что все связи имеют ионный характер. Это означает, что более электроотрицательный атом, смещая к себе одну электронную пару, приобретает заряд -1. Неполярная связь между одинаковыми атомами не дает вклада в степень окисления. Определение направления реакций. Её можно определить по второму закону термодинамики. Если энергия Гиббса окислительно-восстановительной реакции ниже нуля (ΔG<0), то реакция может протекать в прямом направлении. Ели указанная энергия выше нуля (ΔG>0), то прямая реакция в данных условиях невозможна, а возможна лишь обратная реакция. Энергию Гиббса можно рассчитать, зная энергии Гиббса реакций образования продуктов и исходных веществ, которые для стандартных состояний приводятся в справочниках. Например, рассмотрим реакцию взаимодействия магния с водой. Энергия Гиббса реакции Mg⁰ + H₂⁺¹O^-2 (ж) = Mg⁺²O^-2 + H₂⁰ при стандартных условиях и 298 К равна -94,5 кДж/моль. Отсюда следует, сто окисление магния водой в этих условиях возможно, а обратная реакция окисления водорода оксидом магния невозможна.

42. Правила расстановки коэффициентов в ОВР. Метод электронного баланса. М/д электронного баланса уравнивается ОВР заключ-ся в выполнение следующего правила: число электронов, отданных всеми частицами восстановителей, всегда равно числу электронов, присоед всеми частицами окислителей в данной реакции. Уравнивание ОВР этим м/д требуется знания формул исходных веществ и продуктов реакции, умения рассчитывать степени окисления элементов в молекулах и ионах и строгого соблюдения очередности действий.1) Сначала определяют изменяющиеся степени окисления элементов и условно записывают процессы окисления и восстановления элементов и их соединениях; 2) затем составляют электронный баланс. Для этого подчитывают число электронов, кот нужно присоединить всеми атомами окислителя входящими в сосав молекулы-окислителя, и прибавляют их число в левой части схемы процесса восстановления;3) Полученные коэффициенты ставим перед окислителем и восстановителем в левой части уравнения; 4) Уравнивают ионы металла, не изменяющие своей степени окисления, а участвующие лишь в связывании анионов среды; 5)определяют коэффициент перед средой.6) уравнивают число атомов водорода за счет подбора коэффициента в правой части уравнения пред водой; 7) проверяется правильность подбора коэффициентов подсчетом числа атомов кислорода слева и справа в уравнении реакции. Метод полуреакций. При этом р-ии отпадает необходимость в определении степеней окисления. Сначала записываются исходные в-ва р-ии окисления. При этом учитывается, что все сильные электролиты записываются в виде ионов. Целью дальнейших действий явл-ся, чтобы в данных полуреакциях вместо стрелок, отражающих возможное направление р-ии, поставить знаки равенства. Это можно будет сделать тогда когда в левой и правой части будут совпадать виды элементов, число их атомов и суммарные заряды всех частиц. Чтобы добиться этого используют дополнительные ионы и молекулы среды. После того как уравняли все элементы, входящие в полуреакции, остается уравнять заряды их частиц.

43 Электродные потенциалы. Водородный электрод.Когда реакция протекает в гальвани-ческом элементе или осуществляются путем электролиза, то каждая полуреакция протекает на соответст электроде; поэтому полуреакция наз-ют также электродными процессами. В соотв с разделением ОВР на 2 полуреакции, напряжение также принято представлять в виде разности двух величин, каждая из кот отвечает данной полуреакции. Это величины наз-ся электордными потенциалами или электродными напряжениями. В результате изучения потенциалов различных электродных процессов установлено, что их величины зависят от след 3 факторов: 1) от природы веществ- усатноиков элктролдного процесса 2) от соотношения м/у концентрациями этих в-в и 3) от температуры системы. Водородный электрод является эталонм при созднаии шкалы электрондных потенциалов.

44. Ряд напряжений металлов(ряд активностей металлов) В водных растворах восстановительная активность металла характеризуется значением его стандартного окислительно-восстановительного потенциала.

Если из всего ряда стандартных электродных

потенциалов выделить только те электродные

процессы, которые отвечают уравнению М+ze+

М, то получим ряд напряжений металлов.В

этот ряд всегда помещают, кроме металлов,

также водород, что позволяет видеть, какие

металлы способны выделять Н из водных

растворов кислот. Положение того или иного

металла в ряду напряжений характеризует его

способность к окислительно-восстановительным взаимодействиям в водных растворах при

стандартных условиях. Ионы металлов являются окислителями, а металлы в виде простых

веществ - восстановителями. При этом, чем

дальше расположен металл в ряду напряжений,

тем более сильным окислителем в водном

растворе являются его ионы, и наоборот, чем

ближе металл к началу ряда, тем более сильные восстановительные свойства проявляет простое

вещество – метал.В данном ряду напряжений

приведены значения электродных потенциалов водородного электрода в кислой (pH=0),

нейтральной (рН=7) и щелочной (рН=14) средах.Металлы способны вытеснять друг друга из растворов

солей. Направление реакции определяется при

этом их взаимным положением в ряду напряже-

ниий.При сравнении металлов в ряду напряж-

ений за меру химической активности прини

мается работа превращения металла, находящ-

егося в твердом состоянии, в гидратированные

ионы в водном растворе.Таким образом, в отл-

ичие от периодической системы элементов, ряд

напряжений металлов не является отражением

общей закономерности, на основе которой можно давать разностороннюю характеристику химических

свойств металлов. Ряд напряжений характери-

зует лишь окислительно-восстановительную

способность электрохимической системы

«металл- ион металла» в строго определенных

условиях. Исхдя из этого все металлы удобно

разделить на три условные группы: активные

(Li- Al), средней активности (Al – H2), малоакти-

вные (H2-Au).