Катодная защита от коррозии

Катодная электрохимическая защита от коррозии применяется тогда, когда защищаемый металл не склонен к пассивации. Это один из основных видов защиты металлов от коррозии. Суть катодной защиты состоит в приложении к изделию внешнего тока от отрицательного полюса, который поляризует катодные участки коррозионных элементов, приближая значение потенциала к анодным. Положительный полюс источника тока присоединяется к аноду. При этом коррозия защищаемой конструкции почти сводится к нулю. Анод же постепенно разрушается и его необходимо периодически менять.

Существует несколько вариантов катодной защиты: поляризация от внешнего источника электрического тока; уменьшение скорости протекания катодного процесса (например, деаэрация электролита); контакт с металлом, у которого потенциал свободной коррозии в данной среде более электроотрицательный (так называемая, протекторная защита).

Поляризация от внешнего источника электрического тока используется очень часто для защиты сооружений, находящихся в почве, воде (днища судов и т.д.). Кроме того данный вид коррозионной защиты применяется для цинка, олова, алюминия и его сплавов, титана, меди и ее сплавов, свинца, а также высокохромистых, углеродистых, легированных (как низко так и высоколегированных) сталей.

Внешним источником тока служат станции катодной защиты, которые состоят из выпрямителя (преобразователь), токоподвода к защищаемому сооружению, анодных заземлителей, электрода сравнения и анодного кабеля.

Катодная защита применяется как самостоятельный, так и дополнительный вид коррозионной защиты.

Главным критерием, по которому можно судить о эффективности катодной защиты, является защитный потенциал. Защитным называется потенциал, при котором скорость коррозии металла в определенных условиях окружающей среды принимает самое низкое (на сколько это возможно) значение.

В использовании катодной защиты есть свои недостатки. Одним из них является опасность перезащиты. Перезащита наблюдается при большом смещении потенциала защищаемого объекта в отрицательную сторону. При этом выделяется. В результате – разрушение защитных покрытий, водородное охрупчивание металла, коррозионное растрескивание.

Протекторная защита (применение протектора)

Разновидностью катодной защиты является протекторная. При использовании протекторной защиты к защищаемому объекту подсоединяется металл с более электроотрицательным потенциалом. При этом идет разрушение не конструкции, а протектора. Со временем протектор корродирует и его необходимо заменять на новый.

Протекторная защита эффективна в случаях, когда между протектором и окружающей средой небольшое переходное сопротивление.

Каждый протектор имеет свой радиус защитного действия, который определяется максимально возможным расстоянием, на которое можно удалить протектор без потери защитного эффекта. Применяется протекторная защита чаще всего тогда, когда невозможно или трудно и дорого подвести к конструкции ток.

Протекторы используются для защиты сооружений в нейтральных средах (морская или речная вода, воздух, почва и др.).

Для изготовления протекторов используют такие металлы: магний, цинк, железо, алюминий. Чистые металлы не выполняют в полной мере своих защитных функций, поэтому при изготовлении протекторов их дополнительно легируют.

Железные протекторы изготавливаются из углеродистых сталей либо чистого железа.

Ингибиторы коррозии, химические соединения или их композиции, присутствие которых в небольших количествах в агрессивной среде замедляет коррозию металлов. Защитное действие ингибиторов коррозии обусловлено изменением состояния поверхности металла вследствие адсорбции (адсорбц. ингибиторы коррозии) или образования с ионами металла труднорастворимых соединений. Последние образуют на поверхности пленку, которая существенно тоньше конверсионных защитных покрытий (см. Защита от коррозии). Замедление коррозии происходит из-за уменьшения площади активной поверхности металла и изменения энергии активации электродных реакций, лимитирующих сложный коррозионный процесс. ингибиторы коррозии могут тормозить анодное растворение и вызывать пассивацию металла (анодные ингибиторы коррозии), снижать скорость катодного процесса (катодные ингибиторы коррозии) или замедлять оба эти процесса (смешанные ингибиторы коррозии).

37) Константа равновесия в гомогенных и гетерогенных системах и ее связь с термодинамическими функциями.

Когда скорости прямой и обратной реакций становятся одинаковыми, наступает состояние химического равновесия и дальнейшего изменения конц-ций участвующих в реакц-и в-в не происходит. Константа равновесия- постоянная при данной температуре величина, выражающая соотношение между равновесными концентр-ми продуктов реакц-и (числитель) и исходных в-в (знаменатель). Чем больше константа равновесия, тем «глубже» протекает реакция, т.е. тем больше выход ее продуктов. В хим-кой термодинамике доказывается, что для общего случая хим-кой реакц-и А+В=C+D справедливо аналогичное выражение для константы равновесия реакц-и: K=[C][D]./ [A][В]. В выражение константы равновесия гетерогенной реакц-и, как и в выражение закона действия масс, входят только концентрации в-в, находящихся в жидкой или газообразной фазе, так как концентрации твердых в-в остаются, как правило, постоянными. Катализатор не влияет на значение константы равновесия, поскольку он одинаково снижает энергию активации прямой и обратной реакций и поэтому одинаково изменяет скорости прямой и обратной реакций. Катализатор лишь ускоряет достижение равновесия, но не влияет на количественный выход продуктов реакц-и.

Aг+2Bг=Cг [A]=1моль/л[B]=2[C]=3 K=[C]/[A][B]2=3/4

42.Растворы-гомогенные системы переменного состава,состоящие из двух или более компонентов и продуктов их взаимодействия.

Жидкие растворы: водные(растворитель вода),неводные(растворитель бензол,эфир,спирт)

По хар-ру взаимодействия растворяемого в-ва с растворителем делятся на 2 типа: ионные(диссоциир.в воде на ионы),молекулярные(образование при растворении большинство газов и органич.соединений)

Концентрация- кол-во растворённого в-ва,содержащееся в определённом количестве р-ра или растворителя.

Массовая доля растворённого в-ва-это безразмерная физ.величина,равная отношению массы растворённого в-ва к общей массе р-ра (С=m2/(m1+m2) ,где m1-масса растворителя,m2-масса раствор.в-ва,m1+m2-масса р-ра.

Молярная доля"Ni"-отношение числа моль данного компонента "i" к сумме моль всех компонентов р-ра (Ni=n1/(n1+n2)),где n1 и n2-число моль растворителя

и растворённого в-ва.

Молярная концентрация-показывает число моль растворённого в-ва,содержащегося в 1л р-ра (Сm=n/V; Cm=m2/(M*V))

Молярная концентрация эквивалента(нормальность)-показывает число моль эквивалентов растворённого в-ва в 1л раствора (Сн=nэ/V; Сн=m2/Mэ*V).

Закон эквивалентов для растворов (N1*V1=N2*V2, где N=Cн).

Титр растворов-показывает число граммов растворённого в-ва в 1мл р-ра (Т=mв/V). Титр связан с нормальностью (Т=N*Э/1000)

Моляльная концентрация-показывает число моль растворённого в-ва, содерж. в 1000г растворителя (См=m2/M*m1)

57. Условием образования осадка является превышение произведения концетраций ионов малорастворимого электролита над его произведением растворимости. ПК˃ПР

Растворение осадка малорастворимого электролита происходит при условиии что

произведение концентраций его ионов меньше произведения растворимости. ПК‹ПР

Если ПК=ПР то система находится в равновесиии.

ПР – постоянная величина при данной температуре, равная произведению концентраций его ионов.

Ag Cl = Ag + Cl

ПР= ( Ag) * ( Cl)

Константа ровнавесия: К= (Ag) * ( Cl) / (Ag Cl )

В общем виде: Км Ан = мК + нА

ПР= (К) в степени м * (А) в степени н

Чем меньше ПР тем легче выпадает осадок.

Гидролиз соли - взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого

Элетролита и к изменению Рн среды. Типы:

· По аниону:

- соль образована анионами слабыми кислотами и катионами сильных оснований

Кг = Кводы/Ккислоты рН˃7

Степень гидролиза - отношение числа молекул подвергшихся гидролизу к общему числу растворенных молекул

h= корень из Кг/С

СН₃СОО + Н₂О= СН₃СООН + ОН

· По катиону:

Соли образованные анионами сильных кислот и катионами слабых оснований

Кг= Кводы/Коснования

h= корень из Кг/С рН‹7

NH₄ +H₂O= NH₄OH + H

· По катиону и аниону:

Соли образованные анионами слабых кислот и катионами слабых оснаваний

Кг=Кводы/(Косн*Ккисл)

h= корень из Кводы/(Ккисл*Косн)

Совместный гидролиз- продукты гидролиза 2 разных солей взаимодействуют, образовывая при этом слабодисациирующие соединения и гидролез обеих солей идет до конца

NH₄ + CN + H₂O = NH₄OH = HCN

49.Количественной характеристикой электролитической диссоциации является степень диссоциации a – это отношение числа молекул распавшихся на ионы ( n) к общему числу растворенных молекул (N ):

a=

По степени диссоциации в не очень разбавленных растворах электролиты подразделяются на сильные, слабые и средней силы.

a >30% - сильные электролиты

3% < a <30% - средней силы

a < 3% - слабые для децинормального (0,1н) раствора

Сильные электролиты (a >30%) – это почти все соли,

многие неорганические кислоты НNO₃, H₂SO₄, НMnO₄, НС1О₄, НС1О₃, НС1, НВr, HJ, основания щелочных и щелочно - земельных металлов LiOH и т.д.…( I A и II A групп) :

Слабые (a< 3%) - Н₂S, HCN, H₂SiO₃, H₃BO₃, Н₂СО_3; гидроксиды d- элементов Сu(OH)₂, Cr(OH)₃), а также NH₄OH, Ве(ОН)₂, вода, НNO₂, немногие соли Fe(CNS)₃, HgCl₂, Hg(CN₂), CdI₂, СdCl₂, Pb(CH₃COO)₂, ZnCl₂, ZnI₂.

Средней силы (3% < a <30%) – некоторые органические и неорганические кислоты (щавелевая Н₂С₂О₄, муравьиная НСООН, Н₂SO₃, Н₃РО₄ и др.), Mg(OH)₂.

Сольватация, взаимодействие молекул растворенного вещества с молекулами растворителя. Приводит к изменению свойств молекул в растворе ,влияет на все физические и физико-химические процессы, протекающие в растворах, в том числе определяет скорость реакций в растворах и положение равновесия, а в ряде случаев и их механизм. Сольватацию в водных средах часто наз. гидратацией. Наиб. интенсивна сольватация ионов в растворах электролитов.Сольватация состоит в том, что молекула растворенного вещества оказывается окруженной сольватной оболочкой, состоящей из более или менее тесно связанных с ней молекул растворителя. В результате сольватация образуются сольваты - молекулярные образования постоянного или переменного состава. Время жизни сольватов определяется характером и интенсивностью межмолекулярных взаимодействий\ В соответствии с типами межмол. взаимод. выделяют неспецифическую и специфическую сольватацию. Неспецифическая сольватация обусловлена ван-дер-ваальсовыми взаимодействиями, специфическая сольватация проявляется главным образом вследствие электростатических взаимодействий, координационных и водородных связей.Гидратация ионов (в общем случае сольватация) основная причина диссоциации.

56.Абсолютно нерастворимых веществ нет. Поэтому хотя бы ничтожная часть малорастворимого в-ва, например AgCI, все же переходит в раствор. Такая концентрация будет отвечать предельно разбавленному раствору и растворенная часть AgCIбудет находиться в виде ионов. Кристаллы же твердой фазы состоят из связанных ионов. Со временем установится подвижное равновесие между твердой фазой (осадком) и ионами в растворе: AgCI Ag⁺ + CI^- . Таким образом, в гетерогенной системе, состоящей из осадка и насыщенного относительно его раствора, непрерывно протекают 2 процесса с одинаковой скоростью: переход ионов в раствор и их осаждение на поверхности кристалов. ( ),где k- коэффициент пропорционалности. Осаждение ионов на поверхности кристаллов протекает со скоростью . Так как раствор в любой промежуток времени остается электронейтральным, то из раствора уходит с ионами одинаковое число положительных и отрицательных зарядов. Тогда будет пропорциональна поверхности осадка S и произведению концентрации ионов, т.е. [Ag⁺][CI^-]. При равновесии или [Ag⁺][CI^-]. Откуда [Ag⁺][CI^-]= =ПР_AgCI . Произведение растворимости – постоянная величина при данной температуре – представляет собой произведение концентрации ионов в насыщенном растворе малорастворимого электролита. В общем случае,если малорастворимый электролит диссоциирует по ур-нию mA⁺ + nB^-, то произведение растворимости будет иметь вид: ПР =[A⁺]^m[CI^-]ⁿ . для точного выражения ПР надо концентрации ионов малорастворимых электролитов заменить на активности. Тогда получим произведения активности(ПА) ПА = . ПР характеризирует растворимость вещества: чем больше ПР, тем больше растворимость.ПК – произведение концентрации; ПК>ПР – осадок, ПК<ПР – растворение осадка, ПК =ПР – система в равновесии.

49.Количественной характеристикой электролитической диссоциации является степень диссоциации a – это отношение числа молекул распавшихся на ионы ( n) к общему числу растворенных молекул (N ):

a=

По степени диссоциации в не очень разбавленных растворах электролиты подразделяются на сильные, слабые и средней силы.

a >30% - сильные электролиты

3% < a <30% - средней силы

a < 3% - слабые для децинормального (0,1н) раствора

Сильные электролиты (a >30%) – это почти все соли,

многие неорганические кислоты НNO₃, H₂SO₄, НMnO₄, НС1О₄, НС1О₃, НС1, НВr, HJ, основания щелочных и щелочно - земельных металлов LiOH и т.д.…( I A и II A групп) :

Слабые (a< 3%) - Н₂S, HCN, H₂SiO₃, H₃BO₃, Н₂СО_3; гидроксиды d- элементов Сu(OH)₂, Cr(OH)₃), а также NH₄OH, Ве(ОН)₂, вода, НNO₂, немногие соли Fe(CNS)₃, HgCl₂, Hg(CN₂), CdI₂, СdCl₂, Pb(CH₃COO)₂, ZnCl₂, ZnI₂.

Средней силы (3% < a <30%) – некоторые органические и неорганические кислоты (щавелевая Н₂С₂О₄, муравьиная НСООН, Н₂SO₃, Н₃РО₄ и др.), Mg(OH)₂.

Сольватация, взаимодействие молекул растворенного вещества с молекулами растворителя. Приводит к изменению свойств молекул в растворе ,влияет на все физические и физико-химические процессы, протекающие в растворах, в том числе определяет скорость реакций в растворах и положение равновесия, а в ряде случаев и их механизм. Сольватацию в водных средах часто наз. гидратацией. Наиб. интенсивна сольватация ионов в растворах электролитов.Сольватация состоит в том, что молекула растворенного вещества оказывается окруженной сольватной оболочкой, состоящей из более или менее тесно связанных с ней молекул растворителя. В результате сольватация образуются сольваты - молекулярные образования постоянного или переменного состава. Время жизни сольватов определяется характером и интенсивностью межмолекулярных взаимодействий\ В соответствии с типами межмол. взаимод. выделяют неспецифическую и специфическую сольватацию. Неспецифическая сольватация обусловлена ван-дер-ваальсовыми взаимодействиями, специфическая сольватация проявляется главным образом вследствие электростатических взаимодействий, координационных и водородных связей.Гидратация ионов (в общем случае сольватация) основная причина диссоциации.

56.Абсолютно нерастворимых веществ нет. Поэтому хотя бы ничтожная часть малорастворимого в-ва, например AgCI, все же переходит в раствор. Такая концентрация будет отвечать предельно разбавленному раствору и растворенная часть AgCIбудет находиться в виде ионов. Кристаллы же твердой фазы состоят из связанных ионов. Со временем установится подвижное равновесие между твердой фазой (осадком) и ионами в растворе: AgCI Ag⁺ + CI^- . Таким образом, в гетерогенной системе, состоящей из осадка и насыщенного относительно его раствора, непрерывно протекают 2 процесса с одинаковой скоростью: переход ионов в раствор и их осаждение на поверхности кристалов. ( ),где k- коэффициент пропорционалности. Осаждение ионов на поверхности кристаллов протекает со скоростью . Так как раствор в любой промежуток времени остается электронейтральным, то из раствора уходит с ионами одинаковое число положительных и отрицательных зарядов. Тогда будет пропорциональна поверхности осадка S и произведению концентрации ионов, т.е. [Ag⁺][CI^-]. При равновесии или [Ag⁺][CI^-]. Откуда [Ag⁺][CI^-]= =ПР_AgCI . Произведение растворимости – постоянная величина при данной температуре – представляет собой произведение концентрации ионов в насыщенном растворе малорастворимого электролита. В общем случае,если малорастворимый электролит диссоциирует по ур-нию mA⁺ + nB^-, то произведение растворимости будет иметь вид: ПР =[A⁺]^m[CI^-]ⁿ . для точного выражения ПР надо концентрации ионов малорастворимых электролитов заменить на активности. Тогда получим произведения активности(ПА) ПА = . ПР характеризирует растворимость вещества: чем больше ПР, тем больше растворимость.ПК – произведение концентрации; ПК>ПР – осадок, ПК<ПР – растворение осадка, ПК =ПР – система в равновесии.

№58 Гидролиз солей по аниону

Гидролизом солей называется взаимодействие ионов соли с водой приводящее к образованию слабого электролита и к изменению pH среды.

Гидролиз является частным случаем сольволиза –обменного разложения растворенного вещества и растворителя

Гидролиз по аниону:

А) соль образована слабой кислотой и сильным основанием

CH₃COOH ^- + H₂O ó CH₃COOH + OH^- pH>7

CH₃COO^- + Na⁺ + H₂O ó CH₃COOH + Na⁺ + OH^-

CH₃COONa + H₂O ó CH₂COOH + NaOH

CH₃COO + HOH ó CH₃ COOH +OH^- ∆pH=7

Kг ( к гидролиза)

Кг=К [H₂O]=

[O ]=

Kг=

Кг =

Кв- к воды

Кк-к кислоты

Гидролиз количественно характеризуется степенью гидролиза h-отношению числа молекул , подвергшихся гидролизу , к общему числу растворённых малекул.

С- начальная концентрация соли

H-степень гидролиза

К₁=

h= =

К₂=h²c

1 ступень

1)Молекулярное уравнение

Na₂CO₃ + HOH ó NaHCO₃ + NaOH

2) Молекулярно ионное уравнение

2Na⁺ +CO₃^2- +HOH ó Na⁺ + HCO₃ ^-+Na⁺ + OH^-

3) сокращенно ионно-молекулярное уравнение

CO₃^2- + HOH ó HCO₃^-+OH^-

К_г1=

2 ступень

Na HCO₃+ HOH ó NaOH + H₂CO₃

Na⁺+ HCO3 + HOH ó Na⁺+ OH +H₂CO₃

HCO₃+HOH ó OH+H₂CO₃

К_г2=

При ступеньчетом гидролизе 2-я и последующая ступень.

51.Многоосновные кислоты, а также основания двух- и более валентных металлов диссоциируют ступенчато. В растворах этих веществ устанавливаются сложные равновесия, в которых участвуют ионы различного заряда. При ступенчатой диссоциации веществ распад по последующей ступени всегда происходит в меньшей степени, чем по предыдущей. Соблюдается неравенство: К ₁ >К ₂ >К ₃ … Это объясняется тем, что энергия, которую нужно затратить для отрыва иона, минимальна при отрыве его от нейтральной молекулы и становится больше при диссоциации по каждой следующей ступени. Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично. Поэтому число ионов в растворах сильных электролитов больше, чем в растворах слабых той же концентрации.в р-рах слабых электролитов Сионов мала, расстояние между ними велики и взаимод.ионов друг с другом незначительно. К слабым электролитам относятся большинство органич.кислот, а из важнейших неорганич.соедин.:H ₂ CO ₃ , H ₂ S, HCN, H ₂ SiO ₃ и NH ₄ OH.

47,Растворимость газа в жидкостях. Закон Генри.Осмос.

Растворимость зависит от природы,характера жидкости,от темпер. И давления. Неполярн.молек.лучше растворяются в неполярн.молекулахи наоборот(под.в пол.).Растворимость выражается макс числом граммов вещества,котор.можно растворить в 100 г растворителя при данной темп. З-н Генри:растворимость газа в жидкости при постоянной темп. Пропорциональна его парциальному давлению С=К*Р,С-концентрация газа в жидкос.,р-парциальное давл.,К-коэфф.пропорциональности,зависящий от природы газа. Растворимость газа увелич. При охлаждении (принцип Ле Шателье). С изменением растворимости газов от резкой перемены давления связана «кессонная болезнь».О́смос— процесс односторонней диффузии через полупроницаемую мембрану молекул растворителя в сторону бо́льшей концентрации растворённого вещества (меньшей концентрации растворителя).

57. Условием образования осадка является превышение произведения концетраций ионов малорастворимого электролита над его произведением растворимости. ПК˃ПР

Растворение осадка малорастворимого электролита происходит при условиии что

произведение концентраций его ионов меньше произведения растворимости. ПК‹ПР

Если ПК=ПР то система находится в равновесии

ПР – постоянная величина при данной температуре, равная произведению концентраций его ионов.

Ag Cl = Ag + Cl

ПР= ( Ag) * ( Cl)

Константа ровнавесия: К= (Ag) * ( Cl) / (Ag Cl )

В общем виде: Км Ан = мК + нА

ПР= (К) в степени м * (А) в степени н

Чем меньше ПР тем легче выпадает осадок.

Гидролиз соли - взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого

Элетролита и к изменению Рн среды. Типы:

1)По аниону

- соль образована анионами слабыми кислотами и катионами сильных оснований

Кг = Кводы/Ккислоты рН˃7

Степень гидролиза - отношение числа молекул подвергшихся гидролизу к общему числу растворенных молекул: h= корень из Кг/С

СН₃СОО + Н₂О= СН₃СООН + ОН

2)по катиону:

Соли образованные анионами сильных кислот и катионами слабых оснований

Кг= Кводы/Коснования

h= корень из Кг/С рН‹7

NH₄ +H₂O= NH₄OH + H

3)по катиону и аниону

Соли образованные анионами слабых кислот и катионами слабых оснаваний

Кг=Кводы/(Косн*Ккисл)

h= корень из Кводы/(Ккисл*Косн)

Совместный гидролиз- продукты гидролиза 2 разных солей взаимодействуют, образовывая при этом слабодисациирующие соединения и гидролез обеих солей идет до конца

NH₄ + CN + H₂O = NH₄OH = HCN

21.У элементов второго периода в образовании химических связей принимают участие только s-орбитали(Н_2,Н₂⁺ ,Н₂).

У элементов второго периода в образовании химических связей принимают участие кроме s- еще и p-орбитали, при этом соблюдаются следующие условия: АО должны иметь близкие энергии, перекрываться в значительной степени, иметь одинаковую симметрию относительно линии связи, число МО должно быть равно числу образующих их АО.

№22. Каждый электрон, благодаря наличию у него спина, создает собственное магнитное поле. Направление этого поля определяется направлением спина, так что магнитные поля, образованные двумя спаренными электронами, взаимно компенсируют друг друга. Поэтому молекулы, в состав которых входят только спаренные злектроны, не создают собственного магнитного поля. В-ва, состоящие из таких молекул, являются диамагнитными - они выталкиваются из магнитного поля. Напротив, в-ва, молекулы которых содержат неспаренные электроны, обладают собственным магнитным полем и являются парамагнитными; такие в-ва втягиваюся в магнитное поле.

Кислород - в-во парамагнитное, что свидельствует о наличии в его молекуле неспаренных электронов.

В методе МО кратность связи принято определять по числу связывающих электронов, учавствующих в ее образ.: два связывающих электронов соответ. простой связи, четыре связывающих электр. - двойной связи. При этом разрыхляющие электроны компенсируют действие соответствующего числа связывающих электронов.

В молекуле кисларода2 в образовании хим. связей принимают участие по 4 2р-электрона каждого атома; всего на МО должны перейти 8 электронов. Шесть заним. связыв. МО, а 2 размещ. на разрых. молек. орбит.; Обе орбит. энергетич. равноценны, и элекроны должны размещ. по правилу Хунда, к-ое сохраняет свою справедливость и в приложении к молекулам. Поэтому каждая из орбиталей занимается одни электроном и притом так, что спины этих электронов имеют одинаковое направление. Отсюда следует, что в молекуле кисларода2 имеются два неспаренных электрона, вследствии чего эта молекула должна быть парамагнитной. Таким образом, метод МО объясняет магнитные свойства молекулярного кислорода.

О₂^- будет присоединять один электрон и поэтому кислород с зарядом минус будет обладать диомагнитными свойствами.

О₂⁺ будет забирать один электрон и поэтому будет обладать парамагнитными свойствами, кратность связи равна 2,5

О₂^2- будет присоединять 2 электрона и поэтому О₂^2- обладает димагнитными свойствами.

Билет №53 Для описания реальных свойств растворов сильных электролитов вводится понятие эффективной концентрации или активности(а) и коэффициента активности (f_a), которые связаны соотношение a=f_a*c

f_a- коэффициент активности включает в себя силы электростатического взаимодействия между ионами, величина, характеризующая отклонение свойств концентрированных растворов сильных электролитов от свойств разбавленных растворов слабых электролитов

,

К_а- называется термодинамической константой, в отличии от К_с- классической константы.

f- зависит от ионной силы раствора I, равной полусумме произведений концентраций каждого из ионов на квадрат его заряда.

Приближенно fможно вычислить по формуле Дебая-Гюккеля

для растворов I<0,01

Изотонический коэффициент i связан со степенью диссоциации электролита соотношением

α=i-1 n-1

i=1+α(n-1), где n- число ионов, на которые распадается при диссоциации молекула электролита (для КCI n=2, Na₂SO₄ n=3

Таким образом, если в результате диссоциации общее число частиц в растворе электролита возросло в I раз по сравнению с числом его молекул, то это должно быть учтено при расчёте коллигативных свойств:

P₁-P/P₁=i*n₂/n₁+n₂

∆T_зам=i*K*m

∆T_кип=i*E*m

P_осм=I*C_м*R*T

Билет №52

Сильные электролиты в водных растворах распадаются на ионы полностью. Т.к. в этих растворах имеются заряженные частицы, то здесь действуют не только силы теплового характера, но и электростатические силы между ионами, которые растут с увеличением концентрации.

Для описания реальных свойств растворов сильных электролитов вводится понятие эффективной концентрации или активности (а) и коэффициента активности (f_a), которые связаны в соотношении a=f_a*c

f_a- коэффициент активности (кажущаяся степень диссоциации) включает в себя силы электростатического взаимодействия между ионами, величина, характеризующая отклонение свойств концентрированных растворов сильных электролитов от свойств разбавленных растворов слабых электролитов.

Билет №54 Кислота – электролит, который при диссоциации образует катион водорода. Н+ диссоциация по кислотному типу протекает, если E_OH<E_э, а по основному типу, если E_OH>>E_э. Электролиты, которые в растворе ионизируются одновременно по кислотному и основному типам называются амфотерными (амфолиты). Амфотерность в той или иной степени явл общим свойством гидроксидов. Количественно ионизация характеризуется К_ион

Константы диссоциации кислот и оснований. Максимальное число ионов водорода, образующихся из одной молекулы кислоты, определяет её основность. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, каждая ступень диссоциации имеет определённое значение константы диссоциации. H₃PO₄=H⁺+H₂PO₄^-

α₁=27%; Н₂ОР₄^- Н⁺+НРО₄^- =6,34*10^-8, , НРО₄^2- Н⁺ + РО^3- = 4,4*10^-3,

Суммарное ур-ние Н₃РО₄ 3Н⁺+РО₄^3-

Многокислотные основания также диссоциируются ступенчато Pb(OH)₂ OH^-+PbOH⁺ K₁=8,71*10^-4 Pb(OH)⁺ OH^-+PbOH²⁺, K₂=1,51*10^-8протолитической теорией кислот и оснований разработана одновременно Бренстедом и Лоури(1923). По этой теории кислоты рассматриваются как в-ва, которые теряют протоны, а основания – как в-ва, которые их присоеденияют. Другими словами, кислота является донором протона, а основание – его акцептором.

55. Ионное произведения воды . Вода яв. Очень слабым электролитом диссоциирует на ионы 2Н₂О Н₃О⁺ + ОН, или упрощено Н₂О Н⁺ + ОН^-. Применим закон действующих масс К= 1,8*10^-16 Из измеренной электропроводности при t=22⁰С к_дисс.(н₂О)= 1,8*10^-16 Поскольку вода – очень слабый электролит, то концентрация недиссоциированных молекул может быть принята равной общему числу моль в 1л, т.е. моль/л, тогда к* 10^-16*55,56=Велечина К_в= =10^-14 назыв. Ионным произведением воды. Диссоциация же воды яв. Эндотермическим процессом . Отсюда в соответствии с принципом Ле-Шателье температура будет оказывать значительное влияние на Кв. Водородный показатель - отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов. рH=-lg[H^+]]

Тогда, для нейтральной среды pH=-lg10^-7=7, для кислых растворов

pH<7, для щелочных рН>7. Аналогично реакцию среды можно характеризоватьгидроксильных показателем.

pOH=-lg[OH^-]

для воды pH=pOH=7, а изменение pOH в кислых и щелочных растворах противоположено изменению pH.

pH+pOH=14

Свойства некоторых кислотно-основных индикаторов.

59. гидролиз по катиону образована слабым основанием и сильной кислотой

NH₄CI+HOH↔NH₄OH+HCI

NH₄⁺+CI^-+HOH↔NH₄OH+H ⁺+CI^-

NH₄⁺+HOH↔NH₄OH+H⁺ pH<7 гидролиз идёт по катиону – катион связывает гидроксид – ионы, образуя слабый электролит, т.к в избытке ионы водорода, то среда будет кислая pH<7. В этом случае

соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, равна ионному произведению воды, делённому на К диссоциации слабого основания.

60. Гидролиз по катиону и по аниону – соль образована слабым основанием и слабой кислотой.а)соль образована слабой одноосновной кислотой и слабым однокислотным основанием – гидролиз идёт и по катиону и аниону,протекает практически до конца (с образованием в промежуточной стадии кислых солей)

NH₄CN+HOH=NH₄OH+HCN

NH₄⁺+CN+HOH=NH₄OH+HCN pH≈7 нужно сравнить силу кислоты и основания К_NH4OH=1,8*10^-5

K_HCN=5,0*10^-10, K_NH4OH>K_HCN, следовательно основание сильнее кислоты, концентрация свободных ионов ОН^- в растворе будет выше, чем концентрация ионов Н⁺, и среда станет слабощелочной.

Б) Соль образована слабым многокислотным основанием и слабой многоосновной кислотой.

Al₂S₃+6HOH=2Al(OH)↓+3H₂S

Гидролиз некоторых солей, образованных очень слабым основаниями и кислотами, явл необратимым, например, гидролиз сульфидов и карбонатов Al³⁺,Cr³⁺, Fe³⁺. Эти соединения нельзя получить в водном растворе. При взаимодействии солей Al³⁺,Cr³⁺, Fe³⁺ с растворами сульфидов и карбонатов в осадок выпадают не сульфиды и карбонаты этих катионов, а их гидроксиды. 2AlCl₃+3NaS+6 H₂O→2Al(OH)₃↓+3 H₂S↑+6NaCl

2Al³⁺+3S^2-+6H₂O→2Al(OH)₃↓+3H₂S↑ это примеры совместного гидролиза - когда продукты гидролиза одной соли взаимод с продуктами гидролиза другой соли, обра зуя при этом слабо диссоциирующие соединения и гидролиза обеих солей идёт до конца. Взаимосвязь степени и константы гидролиза аналогична таковой для степени h константы диссоциации. С уменьшением концентрации растворов гидролиз усиливается . К дис.воды увеличивается с повышением темп. В большей степени, чем константы диссоциации продуктов гидролиза – слабых кислот и оснований. Поэтому при нагревании степень гидролиза возрастает

.