Основные понятия и законы химии

Все элементы являющиеся лантаноидами формируют M3+ ионы. В водных растворах лантаноиды, находящиеся ближе к лантану, окружены девятью молекулами воды, в то время как элементы, находящиеся ближе к концу, окружены восемью молекулами воды. Однако, есть элементы, например церий, которые формируют M4+ ионы; Ce4+ имеет очень стабильную электронную конфигурацию ксенона - инертного газа. Данный ион является сильным восстановителем. Ион Eu2+ имеет электронную конфигурацию [Xe]4f7 и тоже является сильными восстановителем. Существование Eu2+ обусловлено стабильностью наполовину заполненной f-оболочки[2].

Лёгкие актиноиды (от урана до америция) могут иметь степени окисления от +3 до +5. Остальные актиноиды напоминают лантаноиды тем, что имеют основную степень окисления равную +3.

Буферные растворы

Буферные растворы (англ. buffer, от buff - смягчать удар) - растворы с определённой устойчивой концентрацией водородных ионов; смесь слабой кислоты и её соли (напр., СН3СООН и CH3COONa) или слабого основания и его соли (напр., NH3 и NH4CI). Величина рН буферного раствора мало изменяется при добавлении небольших количеств свободной сильной кислоты или щёлочи, при разбавлении или концентрировании. Буферные растворы широко используют в различных химических исследованиях.

Буферные растворы имеют большое значение для протекания процессов в живых организмах. Например, в крови постоянство водородного показателя рН поддерживается буферными смесями, состоящими из карбонатов и фосфатов. Известно большое число буферных растворов (ацетатно-аммиачный буферный раствор, фосфатный буферный раствор, боратный буферный раствор, формиатный буферный раствор и др.).

Значение pH буферного раствора можно рассчитать по формуле: где pK это показатель константы диссоциации кислоты HA.

Калий-фосфатный буфер (фосфатный буфер) - буферный раствор, широко используемый в биохимии и молекулярной биологии. Для приготовления фосфатного буфера используют гидрофосфат и дигидрофосфаты калия. Так как фосфорная кислота имеет несколько констант диссоциации, возможно приготовление фосфатного буфера со значениями рН от 6 до 8, наиболее распространенным является фосфатный буфер с рН около 7.

Гидролиз солей

Гидромлиз (от др. -греч. ?дщс - вода и лэуйт - разложение) - один из видов химических реакций сольволиза, где при взаимодействии веществ с водой происходит разложение исходной молекулы с образованием новых соединений. Гидролизу подвергаются соединения различных классов: соли, углеводы, белки, сложные эфиры, жиры и др.

Степень гидролиза

Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. Обозначается б (или hгидр) ;

б = (cгидр/cобщ) ·100%

где cгидр - число молей гидролизованной соли, cобщ - общее число молей растворённой соли.

Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие.

Является количественной характеристикой гидролиза.

Гидролиз солей

Взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию молекул слабого электролита, называют гидролизом солей.

Различают несколько вариантов гидролиза солей:

1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания:

Na2CO3 + Н2О = NaHCO3 + NaOH

CO32? + H2O = HCO3? + OH?

(раствор имеет щелочную среду, реакция протекает обратимо)

2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания:

CuCl2 + Н2О = CuOHCl + HCl

Cu2+ + Н2О = CuOH+ + Н+

(раствор имеет кислую среду, реакция протекает обратимо)

3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:

Al2S3 + 6H2O = 2Al (OH) 3 + 3H2S

2Al3+ + 3S2? + 6Н2О = 2Al (OH) 3 (осадок) + ЗН2S (газ)

(Гидролиз в этом случае протекает практически полностью, так как оба продукта гидролиза уходят из сферы реакции в виде осадка или газа).

Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален. См. также Электролитическая диссоциация.

Электродные процессы

ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПРОЦЕССЫ, физ. -хим. процессы, которые протекают на границе раздела проводников электрич. тока 1-го и 2-го рода и сопровождаются переходом через эту границу заряженных частиц - электронов и (или) ионов. При этом в качестве проводников 1-го рода могут выступать разл. металлы и сплавы. хим. соед., обладающие электронной проводимостью (напр., оксиды), а также полупроводниковые материалы. в качестве проводников 2-го рода выступают разл. ионные системы - растворы и расплавы электролитов, а также твердые электролиты.

Любой электродные процессы всегда протекает в двух направлениях: в катодном, когда к границе раздела со стороны электрода течет отрицат. катодный ток (соответствующую плотность тока обозначают , и в анодном, когда к границе раздела со стороны электрода течет положит. анодный ток (плотность тока . Суммарный электродные процессы является катодным, если , и анодным, если ; при этом измеряемая плотность тока Катодные процессы связаны с переносом электронов е от электрода к молекулам или ионам реагирующих на электроде веществ; последние при этом восстанавливаются. В анодных процессах, наоборот, происходит окисление реагирующих веществ, сопровождающееся переходом электронов на электрод либо растворением материала электрода. Хим. превращения в катодном процессе наз. электровосстановлением (напр., О2 + 4е + 4Н+ 2Н2О), в анодном - электроокислением (напр., 2Сl- - 2е С12). В условиях электрохим. равновесия i =i и i = 0. Обнаружить анодную составляющую катодного электродные процессы можно с помощью радионуклидов. Так, если на амальгаме цинка. содержащей радионуклид Zn, в неактивном растворе ZnSO4 проводить катодный Э. п.

Zn2+ + 2e (Hg) Zn (Hg), то через некоторое время раствор также

обнаруживает радиоактивность из-за наличия Закон сохранения массы в ходе электродные процессы отражают Фарадея законы

Важной особенностью электродные процессы является их стадийный характер. Рассмотрим стадии электродные процессы на примере реакции 2Н3О+ + 2е (М) Закон сохранения массы в ходе электродные процессы отражают Фарадея законы

Важной особенностью электродные процессы является их стадийный характер. Рассмотрим стадии электродные процессы на примере реакции 2Н3О+ + 2е (М) Н2 + 2Н2О (М - металл). В стадии массопереноса ионы Н3О+ из объема раствора переходят к пов-сти металла М: (Н3О+) об (Н3О4) пов. Затем следует стадия вхождения ионов Н3О+ в двойной электрический слой (их адсорбция на электроде) : (Н3О+) пов (Н3О4) пов. Затем следует стадия вхождения ионов Н3О+ в двойной электрический слой (их адсорбция на электроде) : (Н3О+) пов После этого имеет место собственно электрохим. стадия разряда-ионизации: (Н3О+) адс + е (М) Надс + Н2О. Удаление адсорбированного водорода с пов-сти электрода может осуществляться по трем параллельным путям:

2Надс (Н2) пов

Надс + е (М) + (Н3О+) адс (Н2) пов + (Н2О) адс,

Надс + е (М) + (Н2О) адс (Н2) пов + (ОН-) адс

Окислительно-востановительные реакции

Окислимтельно-восстановимтельные реамкции (ОВР) - это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.

Многие химические реакции уравниваются простым подбором коэффициентов. Но иногда возникают сложности: количество атомов какого-нибудь элемента в левой и правой частях уравнения никак не удается сделать одинаковым без того, чтобы не нарушить «равновесия» между атомами других элементов.

Чаще всего такие сложности возникают в уравнениях окислительно-восстановительных реакций. Для их уравнивания используют несколько способов, из которых мы пока рассмотрим один - метод электронного баланса.

Напишем уравнение реакции между алюминием и кислородом:

Al + O2 = Al2O3

Пусть вас не вводит в заблуждение простота этого уравнения. Наша задача - разобраться в методе, который в будущем позволит вам уравнивать гораздо более сложные реакции.

Итак, в чем заключается метод электронного баланса? Баланс - это равенство. Поэтому следует сделать одинаковым количество электронов, которые отдает один элемент и принимает другой элемент в данной реакции. Первоначально это количество выглядит разным, что видно из разных степеней окисления алюминия и кислорода:

0 0 +3 -2

Al + O2 = Al2O3

Алюминий отдает электроны (приобретает положительную степень окисления), а кислород - принимает электроны (приобретает отрицательную степень окисления). Чтобы получить степень окисления +3, атом алюминия должен отдать 3 электрона. Молекула кислорода, чтобы превратиться в кислородные атомы со степенью окисления -2, должна принять 4 электрона:

Чтобы количество отданных и принятых электронов выровнялось, первое уравнение надо умножить на 4, а второе - на 3. Для этого достаточно переместить числа отданных и принятых электронов против верхней и нижней строчки так, как показано на схеме вверху.

Если теперь в уравнении перед восстановителем (Al) мы поставим найденный нами коэффициент 4, а перед окислителем (O2) - найденный нами коэффициент 3, то количество отданных и принятых электронов выравнивается и становится равным 12. Электронный баланс достигнут. Видно, что перед продуктом реакции Al2O3 необходим коэффициент 2. Теперь уравнение окислительно-восстановительной реакции уравнено:

4Al + 3O2 = 2Al2O3

Все преимущества метода электронного баланса проявляются в более сложных случаях, чем окисление алюминия кислородом. Например, известная всем «марганцовка» - марганцевокислый калий KMnO4 - является сильным окислителем за счет атома Mn в степени окисления +7. Даже анион хлора Cl- отдает ему электрон, превращаясь в атом хлора. Это иногда используют для получения газообразного хлора в лаборатории:

+7 -1 0 +2

KMnO4+KCl+H2SO4=Cl2+MnSO4+K2SO4+H2O

Составим схему электронного баланса:

Двойка и пятерка - главные коэффициенты уравнения, благодаря которым удается легко подобрать все другие коэффициенты. Перед Cl2 следует поставить коэффициент 5 (или 2Ч 5 = 10 перед KСl), а перед KMnO4 - коэффициент 2. Все остальные коэффициенты привязывают к этим двум коэффициентам. Это гораздо легче, чем действовать простым перебором чисел.

2KMnO4 + 10KCl + 8H2SO4 = 5Cl2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O

Чтобы уравнять количество атомов К (12 атомов слева), надо перед K2SO4 в правой части уравнения поставить коэффициент 6. Наконец, чтобы уравнять кислород и водород, достаточно перед H2SO4 и H2O поставить коэффициент 8. Мы получили уравнение в окончательном виде.

Метод электронного баланса, как мы видим, не исключает и обыкновенного подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, но может заметно облегчить такой подбор.

Размещено на Allbest.ru