Свойства растворов электролитов. Изотонический коэффициент, его связь со степенью диссоциации. Электрическая проводимость растворов электролитов.

Для объяснения особенностей свойств растворов электролитов С. Аррениус предложил теорию электролитической диссоциации, основывающуюся на следующих постулатах:

1. Электролиты в растворах распадаются на ионы – диссоциируют;

2. Диссоциация является обратимым равновесным процессом;

3. Силы взаимодействия ионов с молекулами растворителя и друг с другом малы (т.е. растворы являются идеальными).

Изотонический коэффициент для каждого раствора определяется экспериментально по изменению Pосм или ∆Тзам или ∆Ткип:

i=∆Tзам.экс/∆Tзам.теор. где ∆Тэкс- экспериментальное значение,

∆Т теор– теоретическое значение,

ί – зависит от природы растворенного вещества, концентрации.

С разбавлением раствора величина изотонического коэффициента увеличивается.

Диссоциация молекул на ионы является неполной и характеризуется степенью диссоциации α. Если молекула дает ν ионов, то изотонический коэффициент Вант-Гоффа i = 1 + α (ν – 1).

a = Сдисс/Сисх, еслиа=0, то раствор – неэлектролит.

По величине a электролиты условно делятся на сильные, средней силы и слабые.Для сильных электролитов a > 0,3 (> 30 %), для средних 0,03 < a < 0,3 (3 – 30 %), для слабых a < 0,03 (< 3 %).

Электрический ток есть упорядоченное перемещение заряженных частиц. Растворы электролитов обладают ионной проводимостью (являются т.н. проводниками второго рода), т.е. электропроводность растворов электролитов обусловлена перемещением ионов в электрическом поле (в отличие от электронной проводимости проводников первого рода).

Ионные реакции. Условия смещения ионных равновесий. Амфотерные электролиты. Произведение растворимости.

Ионные реакции — реакции между ионами в растворе. Например, реакцию

AgNO₃ + NaCl = NaNO₃ + AgCl

можно представить в ионном виде (реакция расписывается на ионы, не расписываются осадки, газы, вода, слабые кислоты и основания, а также малорастворимые и нерастворимые соединения) например AgClнерастворим в воде и на ионы не расписывается:

Ag⁺ + NO₃⁻ + Na⁺ + Cl⁻ = AgCl + Na⁺ + NO₃⁻

Одинаковые ионы сокращаются и получается сокращенное ионное уравнение. Так как взаимодействие произошло между ионами Ag⁺ и ионами Cl⁻, то выражение

Ag⁺ + Cl⁻ = AgCl

и есть ионное уравнение рассматриваемой реакции. Оно проще молекулярного и в то же время отражает сущность происходящей реакции.

Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняется закономерности, которая была высказана в общем виде в 1885 году французским учёным ЛеШателье.

Факторы, влияющие на химическое равновесие:

1) температура

При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении — в сторону экзотермической (выделение) реакции.

CaCO3=CaO+CO2 -Q t↑ →, t↓ ←

N2+3H2↔2NH3 +Q t↑ ←, t↓ →

2) давление

При повышении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении — в сторону большего объёма. Этот принцип действует только на газы, т. е. если в реакции участвуют твёрдые вещества, то они в расчёт не берутся.

CaCO3=CaO+CO2 P↑ ←, P↓ →

1моль=1моль+1моль

3) концентрация исходных веществ и продуктов реакции

При увеличении концентрации одного из исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при понижении концентрации — в сторону исходных веществ.

S+O2=SO2 [S],[O]↑ →, [SO2]↑ ←

Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия

Наряду с кислотными и основными гидроокисями существуют и такие, которые в водных растворах диссоциируют по двум направлениям, отщепляя и ионы водорода, и гидроксид-ионы.

Такие гидроокиси могут реагировать как с кислотами (подобно основаниям), так и со щелочами (подобно кислотам), образуя в обоих случаях воду и соли. Гидроокиси, обладающие подобными двойственными свойствами, называютсяамфотерными. К ним относятся: Zn(OH)2, Al(OH)3, Ga(OH)3, Cr(OH)3, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Sb(OH)3 и др.

Произведение растворимости (ПР) — произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянных температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная.

Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель рН. Индикаторы. Понятие о буферных растворах. Значение рН в технологических процессах.

5. Электрохимические процессы.

Окислительно-восстановительные реакции. Классификация окислительно-восстановительных реакций. Важнейшие окислители и восстановители. Изменение окислительно-восстановительных свойств в связи с положением элементов в периодической системе Д.И. Менделеева.

Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, в которых изменяется степень окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

Степень окисления - это тот условный заряд, который приобрел бы элемент, если предположить, что он принял или отдал то или иное число электронов.

Степень окисления позволяет охарактеризовать химические свойства вещества и определить, будет ли частица отдавать либо принимать электроны.

Если идет переход электронов с орбитали одной частицы на орбиталь другой, то такой процесс называется отдачей электронов или окислением (степень окисления повышается). Присоединение электронов, сопровождающееся понижением степени окисления, называется восстановлением.

Частицы, отдающие электроны, называются восстановителями, а частицы, принимающие электроны - окислителями.

В каждой окислительно-восстановительной реакции имеется окислитель и восстановитель.

К типичным восстановителям относятся:

· простые вещества, атомы которых имеют малую электроотрицательность.

Например, металлы и многие неметаллы (водород, углерод);

· отрицательно заряженные ионы неметаллов (S^2-, I^-, Br^-,l^- и др.);

· положительно заряженные ионы металлов в низкой степени окисления ( Fe²⁺, Cr²⁺, Mn²⁺, Cu⁺ и др.).

Только восстановителями могут быть соединения, содержащие элементы в низшей степени окисления, равной (№группы –8) (число электронов, которые атом может присоединить на внешний энергетический уровень)

Окислителями могут быть простые вещества, атомы которых характеризуются высокой электроотрицательностью.

Например: кислород, катионы и анионы, содержащие атомы с высокой степенью окисления - Fe³⁺, Pb⁴⁺, Au³⁺, NO₃^-, SO₄^2-, CrO₄^2-.Соединения, содержащие элементы в высшей степени окисления, равной номеру группы, могут быть только окислителями.

Если же вещество содержит элемент в промежуточной степени окисления, то в зависимости от условий проведения реакции оно может быть и окислителем, и восстановителем.

В химических окислительно-восстановительных реакциях окисление и восстановление взаимосвязаны. В ходе реакции восстановитель отдает свои электроны, а окислитель принимает. Число отданных электронов должно быть равно числу принятых электронов.