20. Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель.

Так как вода относится к слабым электролитам, то для реакции диссоциации в состоянии равновесия справедливо выражение:

- константа равновесия

Так как =55,0 моль/л при температуре 22 C, постоянная величина

]

– ионное произведение воды, =10^-7 при температуре 22С.

В чистой воде или нейтральном растворе

[H⁺] = [OH^–] = 10^–7 моль/л

В кислой среде

[H⁺] > 10^–7, [OH^–] < 10^–7

В щелочной среде

[H⁺] < 10^–7, [OH^–] > 10^–7

Для расчета концентрации ионов Н⁺ или ОН^– используют значение отрицательного логарифма, который называется водородным или гидроксильным показателем соответственно

рН = –lg[H⁺] pOH = –lg[OH^–]

Так как [H⁺]  [OH^–] = 10^–14, то для водных растворов выполняется соотношение

рН + рОН = 14

pH=-lg[H⁺]. От 1 до 7 – кислая среда, равное 7 – нейтральная, от 7 до 14 – щелочная.

21. Структура комплексных соединений. Ступенчатое комплексообразование.

Комплексные соединения – это определённые химические соединения, образованные сочетанием отдельных компонентов и представляющие собой сложные ионы или молекулы, способные к существованию как в кристаллическом, так ив растворённом состоянии.

В молекуле комплексного соединения один из атомов, обычно положительно заряженный, занимает центральное место и называется комплексообразователем, или центральным атомом. В непосредственной близости к нему расположены (координированы) противоположно заряженные ионы или нейтральные молекулы, называемые лигандами. Комплексообразователь и лиганды составляют внутреннюю сферу комплексного соединения. Общее число σ-связей, образуемых комплексообразователем с лигандами, называется координационным числом центрального иона. По числу σ-связей, образуемых лигандом с комплексообразователем, лиганды делятся на моно-, ди- и более дентатные лиганды.

За пределами внутренней сферы комплексного соединения находится его внешняя сфера, содержащая положительно заряженные ионы (если внутренняя сфера комплексного соединения заряжена отрицательно) или отрицательно заряженные ионы (если наоборот); в случае незаряженной внутренней сферы внешняя сфера отсутствует.

Ионы, находящиеся во внешней сфере, связаны с комплексным ионом силами электростатического взаимодействия и в растворах легко отщепляются подобно ионам сильных электролитов. Лиганды, находящиеся во внутренней сфере комплекса, связаны с комплексообразователем ковалентными связями, и их диссоциация в растворе осуществляется в незначительной степени. С помощью качественных реакций обнаруживаются только ионы внешней сферы.

22. Расчет рН в растворах сильных кислот и оснований (на примерах).

23. Дисперсное состояние вещества. Классификация дисперсных систем по степени дисперсности и агрегатному состоянию.

В результате диспергирования (дробления) вещества получаются пленочно-, волокнисто- и корпускулярнодисперсные (раздробленные) системы. Если толщина пленок, поперечник волокон или частиц (корпускул) меньше разрешающей способности оптического микроскопа, то они не могут быть обнаружены с его помощью. Такие невидимые в оптический микроскоп частицы называют коллоидными, а раздробленное (диспергированное) состояние веществ с размером частиц от 400—300 нм до 1 нм — коллоидным состоянием вещества – такое состояние вещества, при котором его свойства определяютя свойствами поверхностного слоя.

Дисперсные (раздробленные) системы являются гетерогенными. Они состоят из сплошной непрерывной фазы — дисперсионной среды и находящихся в этой среде раздробленных частиц того или иного размера и формы — дисперсной фазы.

Обязательным условием получения дисперсных систем является взаимная нерастворимость диспергируемого вещества и дисперсионной среды.

Дисперсные системы классифицируют по дисперсности, агрегатному состоянию дисперсной фазы и дисперсионной среды.

Количественной характеристикой дисперсности (раздробленности) вещества является степень дисперсности (степень раздробленности, D) — величина, обратная размеру (а) дисперсных частиц:

D=1/а

С повышением дисперсности все большее и большее число атомов вещества находится в поверхностном слое, на границе раздела фаз, по сравнению с их числом внутри объема частиц дисперсной фазы.

Многообразие дисперсных систем обусловлено тем, что образующие их фазы могут находиться в любом из трех агрегатных состояний.

Дисперсная фаза	Дисперсионная фаза	Обозначение	Название	Примеры
Жидкая	Газовая	Ж/Г	Аэрозоль	Туман, облака
Твёрдая	Газовая	Т/Г	Аэрозоль	Дым, пыль
Жидкая	Жидкая	Ж/Ж	Эмульсия	Молоко, майонез
Твёрдая	Жидкая	Т/Ж	Золь	Взвеси твёрдых веществ в природных водах, коллоидные растворы металлов воде
Газовая	Жидкая	Г/Ж	Пена	Мыльная пена
Жидкая	Твёрдая	Ж/Т	Гель (?)	Почвы, жемчуг
Твёрдая	Твёрдая	Т/Т	Гель (?)	Керметы, сплавы
Газовая	Твёрдая	Г/Т	Гель	Селикагель, активированный уголь

24. Расчет рН в растворе слабой кислоты.

25. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы.

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы.

Для определения потенциалов отдельных электродов, характеризующих окислительную способность окислителей и восстановительную – восстановителей, было решено условно принять за нуль потенциал стандартного водородного электрода. Тогда за стандартный потенциал любого другого электрода принимается стандартная разность потенциалов между ним и стандартным водородным электродом.

Стандартные условия требуют, чтобы концентрация всех веществ, участвующих в ОВР в растворе, были равны 1 моль/л, включая и концентрацию водородных ионов. За меру окислительной способности окислителя принят его стандартный восстановительный потенциал по отношению к стандартному водородному электроду.

Положительный знак потенциала для определённой сопряжённой пары говорит о том, что в неё входит окислитель, более сильный, чем водородный ион, а отрицательный – что в неё входит восстановитель более сильный, чем водород. Фтор – самый сильный окислитель. Литий – восстановитель.

Практически реализовать соответствующий гальванический элемент можно не для всех полуреакций. В таких случаях интересующий нас потенциал можно вычислить по потенциалам других полуреакций, из комбинации которых можно составить искомую, но при этом надо иметь ввиду, что потенциалы полуреакций нельзя складывать, поэтому комбинировать приходится изменения энергии Гиббса.

Водородные или гидроксильные ионы часто принимают участие в окислительно-восстановительных реакциях, и в этих случаях разность восстановительных потенциалов зависит от концентрации этих ионов.

В тех случаях, когда ионы водорода или гидроксида принимают участие в полуреакции, её потенциал увеличивается с подкислением (уменьшается pH) и уменьшается с подщелачиванием (увеличивается pH). Если ионы H⁺ или OH^- не входят в уравнение полуреакции, её потенциал не зависит от pH.

Чем меньше значения φ⁰, тем сильнее выражены восстановительные свойства, и наоборот. Пусть гальванический элемент состоит из двух электродов (1 и 2), потенциалы которых φ₁ и φ₂, причём φ₁> φ₂. Это означает, что электрод 1 будет положительным, а электрод 2 – отрицательным. ЭДС равна φ₁-φ₂. На электроде 1 будет протекать полуреакция восстановления (катод), на 2 – полуреакция окисления (анод).