1

Размещено на http://www.allbest.ru/

Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное агентство по образованию

Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«РОСТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ»

ЛЕКЦИИ ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ

Растворы

Ростов-на-Дону 2005

1. ВИДЫ РАСТВОРОВ. РАСТВОРИМОСТЬ. ПРОЦЕСС РАСТВОРЕНИЯ

Растворы - гомогенные системы, состоящие из двух или более компонентов (растворителя, растворенного вещества и продуктов их взаимодействия), состав которых в определенных пределах может непрерывно изменяться. При этом преобладающий компонент обычно называют растворителем, остальные компоненты - растворенными веществами, хотя такое деление является условным.

Раствор может иметь любое агрегатное состояние. По агрегатному состоянию различают газообразные, жидкие и твердые растворы. Твёрдые растворы широко используются в технике (сталь - раствор углерода в железе) и встречаются в виде различных минералов (рубин - раствор оксида хрома (III) в корунде Al2O3). В минералогии твёрдые растворы называют изоморфными смесями. Примером газообразного раствора может служить воздух. Газообразные растворы обычно называют газовыми смесями. Однако, чаще всего термин «растворы» относится к жидким системам.

Относительное содержание компонента в растворе характеризуется его концентрацией. Растворы с большой концентрацией растворенного вещества называются концентрированными, с малой - разбавленными.

При определенных условиях (температуре, давлении) растворение одного компонента в другом ограничено. Поэтому различают ненасыщенные, насыщенные и пересыщенные растворы.

Раствор, находящийся в равновесии с твердой фазой, является насыщенным.

Содержание вещества в насыщенном растворе называется растворимостью этого вещества. Обычно растворимость выражают массой растворенного вещества в 100 г воды при 200С. Величина растворимости характеризует равновесие между двумя фазами, поэтому на неё влияют все факторы, смещающие это равновесие (в соответствии с принципом Ле Шателье). По значению растворимости различают вещества: хорошо растворимые (KBr, NaCl), малорастворимые (CaSO4) и практически нерастворимые (PbS).

Раствор с концентрацией растворенного вещества меньше его растворимости называется ненасыщенным.

Если концентрация растворенного вещества превышает его растворимость, раствор называется пересыщенным. Пересыщенные растворы образуются при охлаждении или испарении растворителя, неустойчивы и при внесении затравки или перемешивании выделяют избыток компонента.

Классификация растворов может быть основана и на других признаках. В зависимости от природы растворителя различают водные и неводные растворы; в зависимости от рН среды - кислые, нейтральные и щелочные (основные) и т.д. Растворение одного вещества в другом является сложным физико-химическим процессом, сопровождающимся изменением энтропии и энтальпии системы. Механизм образования растворов и их свойства объясняет Теория растворов. Исторически сложились две теории растворов - физическая и химическая. Физическая теория растворов рассматривает процесс растворения как распределение частиц растворенного вещества между частицами растворителя без какого-либо взаимодействия между ними. Движущей силой такого процесса является увеличение энтропии системы. Тепловые эффекты и контракцию (уменьшение объема раствора) при растворении теория не объясняет.

Химическая теория, основоположником которой был Д.И.Менделеев, рассматривает процесс растворения как сложный физико-химический процесс разрушения связей в исходных веществах и образования новых связей между растворителем и растворяемым веществом. Это объясняет тепловые эффекты и изменение объема системы при растворении. Как и любой другой процесс, растворение самопроизвольно протекает при G < 0, т.е. когда энергия новых связей компенсирует разрыв старых. Современная термодинамика растворов основана на синтезе этих двух подходов.

Таким образом, растворы занимают промежуточное положение между физическими смесями и химическими соединениями. Как физические смеси они имеют переменный состав, сохраняют свойства отдельных компонентов и возможность разделения их физическими методами. Сходство растворов с химическими соединениями проявляется в их однородности, тепловых эффектах при растворении, образовании гидратов (Н2SО4Н2О), кристаллогидратов (CuSО45Н2О, Na2CO310H2O), в явлении контракции.

Рассмотрим процесс растворения твердого (кристаллического полярного) вещества в воде. Растворение вещества сопровождается как разрушением его кристаллической решетки (затрата энергии, ?Нкр.>0), так и взаимодействием образующихся частиц с молекулами воды (процесс гидратации, выделение энергии, ?Нгидр.<0). Если ?Нкр.>?Нгидр., то суммарная энтальпия процесса растворения ?Нраств.>0, процесс эндотермический, раствор охлаждается. Так растворяются большинство веществ: КСl, NH4NО3 и пр. Если ?Нкр.<?Нгидр., то ?Нраств.<0, процесс экзотермический, раствор нагревается. Так растворяются AlCl3, Nа2SО4 и пр. Иногда ?Нраств.?0 и температура раствора почти не меняется (так происходит в случае растворения NaCl). Растворение газов сопровождается только гидратацией, т.е. является экзотермическим (?Нраств.<0).

Растворы как равновесные системы подчиняются принципу Ле-Шателье: при повышении температуры растворимость большинства твердых веществ (для которых ?Нраств.>0) увеличивается, а растворимость газов понижается (для газов ?Нраств.<0). Увеличить растворимость газов можно повышением давления. При оценке возможности растворимости различных веществ в растворителях следует пользоваться эмпирическим правилом "подобное растворяется в подобном": полярные вещества (соли, гидроксиды, кислоты) хорошо растворяются в полярных растворителях (вода, спирт), а неполярные (парафин) в неполярных (бензин).

2. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ СОДЕРЖАНИЯ РАСТВОРЕННОГО ВЕЩЕСТВА В РАСТВОРЕ

Важнейшей характеристикой раствора является его состав. Содержание растворенного вещества в растворе может быть выражено безразмерными единицами (долями или процентами) или размерными величинами (концентрациями). Наиболее часто употребляемые выражения содержания вещества в растворе представлены в таблице 1.

Таблица 1 Способы выражения содержания растворенного вещества в растворе

Способ выражения	Определение	Единица измерения
1. Массовая доля (процентная концентрация)	Отношение массы растворённого вещества (m2) к общей массе раствора (m1+m2)	Доли, %
2. Мольная доля	Отношение числа молей растворённого вещества (n2) к общему числу молей (n1+n2)	Доли, %
3. Молярная концентрация (молярность)	Отношение числа молей растворённого вещества (n2) к объему раствора (V)	моль/л (М)
4. Моляльная концентрация (моляльность)	Отношение числа молей растворённого вещества (n2) к массе растворителя (m1)	моль/кг
5. Нормальная концентрация (нормальность)	Отношение числа эквивален-тов растворённого вещества (nэкв2) к объему раствора (V)	моль-экв/л (н.)

* - Индексами 1 и 2 в формулах соответственно обозначены растворитель и растворенное вещество.

Для решения задач и перехода от одних концентраций в другие, необходимо вспомнить понятия: молярная масса вещества (М, г/моль), молярная масса эквивалента вещества (Мэкв, г/моль-экв), количество вещества (n, моль), количество эквивалентов вещества (nэкв, моль-экв) и плотность раствора (с, г/мл):

Молярная масса эквивалента для различных веществ считается по-разному. Приведем пример расчета для кислоты, основания и соли:

Пример 1. Найти молярность и нормальность 15 %-ного (по массе) раствора серной кислоты, если его плотность - 1,10 г/мл.

Решение:

1. Возьмем 1 л раствора и найдем его массу: m(р-ра)=сV=1,101000=1100 (г).

2. Найдем массу серной кислоты в растворе: m2=m(р-ра)=0,151100=165 (г).

3. Молярная масса Н2SO4 - 98 г/моль, значит, в 1 литре раствора содержится: n=m/M=165/98 = 1,68 моль вещества. Это и есть молярная концентрация.

4. Найдем молярную массу эквивалента Н2SO4: Мэкв(Н2SO4)=98/2=49 г/моль.

5. В 1 литре содержится nэкв=m/Mэкв.=165/49 =3,37 моль-экв.

6. Нормальность раствора: C = nэкв2 / V=3,37/1=3,37 н.

3. КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ

Разбавленные растворы неэлектролитов (веществ, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток) обладают рядом свойств, количественное выражение которых зависит от числа частиц растворённого вещества и количества растворителя. Эти свойства называются коллигативными. К ним относятся осмотическое давление раствора, понижение давления пара растворителя над раствором, понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов.

3.1 Понижение давления пара растворителя над раствором

При растворении какого-либо нелетучего вещества давление насыщенного пара растворителя понижается, т.е. давление пара раствора (p1) всегда ниже давление пара чистого растворителя (p0). Зависимость между понижением давления пара (p=p0-p1) и концентрацией раствора выражается следующим уравнением (1-ый закон Рауля):

Другая формулировка 1-го закона Рауля: относительное понижение парциального давления насыщенного пара растворителя равно мольной доле частиц растворённого вещества (N2):

3.2 Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов

Все жидкости характеризуются строго определенными температурами замерзания и кипения. Присутствие в жидкости растворенного вещества понижает температуру замерзания раствора и повышает его температуру кипения. Этот факт вытекает непосредственно из 1-го закона Рауля и наглядно проиллюстрирован на рис. 1.

Понижение температуры замерзания (tкрист.) и повышение температуры кипения растворов (tкип.) прямо пропорциональны количеству вещества, растворенному в данном количестве растворителя (2-ой закон Рауля):

tкрист. = tз0 tз = K, tкип. = tк tк0 = E, или

где моляльная концентрация растворённого вещества, =n2/m1;

m1, m2 массы растворителя и растворенного вещества соответственно;

М2 молярная масса растворенного вещества;

K криоскопическая константа растворителя, K(H2O) = 1,86 Kкг/моль;

E эбуллиоскопическая константа растворителя, E(H2O) = 0,52 Kкг /моль.

Физический смысл криоскопической константы растворителя: K - величина, показывающая насколько градусов понижается температура кристаллизации раствора, содержащего в 1000 г растворителя 1 моль вещества.

Физический смысл эбуллиоскопической константы растворителя: Е - величина, показывающая насколько градусов повышается температура кристаллизации раствора, содержащего в 1000 г растворителя 1 моль вещества.

Используя именно это коллигативное свойство, дороги при гололеде посыпают солью для того, чтобы лед растаял.

Приведенные формулы законов Рауля позволяют рассчитывать температуры кипения, замерзания растворов, давление пара растворов. Кроме того, измерив эти величины экспериментально, можно рассчитать молярную массу растворенного вещества.

Пример 1. Раствор, полученный при растворении 2,5 г вещества в 100 г воды, замерзает при 1,45ОС. Определите молекулярную массу растворенного вещества. K(H2O) = 1,86 Kкг /моль.

Решение:

Чистая вода замерзает при 0ОС, значит t = 0-(-1,45) = 1,45ОС. По 2-му закону Рауля tкрист. = Km2 / (М2m1), откуда

3.3 Осмотическое давление раствора

В 1748 году было обнаружено явление перехода растворителя через мембрану из менее концентрированного раствора в более концентрированный, которое назвали осмосом. Таким образом, осмос - самопроизвольный односторонний переход вещества через полупроницаемую мембрану, разделяющую два раствора различной концентрации.

Давление, которое необходимо приложить к раствору, чтобы предотвратить перемещение растворителя в раствор через мембрану, разделяющую раствор и чистый растворитель, называют осмотическим давлением (pосм.). Осмотическое давление разбавленных растворов неэлектролитов прямо пропорционально температуре (T) и молярной концентрации раствора (С):

Данное уравнение отражает суть Закона Вант-Гоффа: осмотическое давление идеального раствора равно тому давлению, которое оказывало бы растворенное вещество, если бы оно, находясь в газообразном состоянии при той же температуре, занимало бы тот же объем, который занимает раствор.

Из закона Вант-Гоффа следует, что при неизменном объеме и постоянной температуре осмотическое давление зависит только от числа молекул растворенного вещества и не зависит ни от природы вещества, ни от природы растворителя. Поэтому растворы одинаковой молярности обладают одинаковым осмотическим давлением при одной и той же температуре.

Таким образом, во всех четырёх уравнениях коллигативных законов содержится концентрация, экспериментально найдя которую можно определить молекулярную массу растворенного вещества.

4. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ

Все вещества по способности в растворе или в расплавленном состоянии проводить электрический ток можно подразделить на две группы: электролиты и неэлектролиты.

Электролитами называются вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся кислоты, основания и соли.

Неэлектролитами называются вещества, растворы или расплавы которых электрический ток не проводят. Например, многие органические вещества.

Способность электролитов (проводников II рода) проводить электрический ток принципиально отличается от электропроводности металлов (проводников I рода): электропроводность металлов обусловлена движением электронов, а электропроводность электролитов связана с движением ионов.

Было обнаружено, что в растворах кислот, оснований и солей экспериментально найденные значения p, tкрист., tкип., pосм, больше теоретически рассчитанных для того же раствора по его молярной концентрации в i раз (i - изотонический коэффициент). Причем число частиц в растворе NaCl увеличилось почти в 2 раза, а в растворе СаCl2 - в 3 раза.

Для объяснения особенностей поведения электролитов шведским ученым С.Аррениусом в 1887 г. была предложена теория, получившая название теории электролитической диссоциации. Сущность теории состоит в следующем:

1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на заряженные частицы (ионы) - положительно заряженные катионы (Na+, K+, Ca2+, H+) и отрицательно заряженные анионы (Cl-, SO42-, CO32-, OH-). Свойства ионов совершенно иные, чем у образовавших их атомов. Распад нейтрального вещества на ионы в результате химического взаимодействия с растворителем называют электролитической диссоциацией.

2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: катионы движутся к отрицательно заряженному электроду (катоду), анионы - к положительно заряженному электроду (аноду).

3. Диссоциация - процесс обратимый и равновесный. Это означает, что параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация), идет процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация): КА К+ + А-.

4. В растворе ионы находятся в гидратированном состоянии.

Для количественной оценки электролитической диссоциации используется понятие степени электролитической диссоциации () - отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул. Степень диссоциации определяется опытным путем и выражается в долях или процентах. Степень электролитической диссоциации зависит от природы растворителя и растворяемого вещества, температуры и концентрации раствора:

1. Чем более полярен растворитель, тем выше степень диссоциации в нем электролита.

2. Диссоциации подвергаются вещества с ионной и ковалентной полярной связью.

3. Повышение температуры, увеличивает диссоциацию слабых электролитов.

4. При уменьшении концентрации электролита (при разбавлении) степень диссоциации увеличивается.

В зависимости от величины степени диссоциация условно электролиты (при концентрации их растворов 0,1 М) делят на:

Сильные (>0,3)	Средние (0,03<<0,3)	Слабые (<0,03)
1. большинство солей; 2. многие минеральные кислоты: H2SO4, HCl, HNO3, HBr, HMnO4, HClO4 и др.; 3. основания щелочных и щелочноземельных металлов: NaOH, KOH, Ва(ОН)2, Са(ОН)2 и др.	1. некоторые кислоты: H2SO3, H3РO4.	1. органические кислоты: НСООН, СН3СООН; 2. некоторые минеральные кислоты: HNO2, H2S, Н2СО3, др.; 3. нерастворимые гидроксиды металлов (Fe(OH)3) и NH4OH; 4. Вода H2O.

По виду образующихся при диссоциации ионов все электролиты можно разделить на кислоты, основания, соли.

Кислоты - электролиты, диссоциирующие с образованием только катионов H+ и кислотного остатка (Cl- - хлорид , NO3- - нитрат , SO42- - сульфат, HCO3 гидрокарбонат, CO32 карбонат). Например: НСl Н++Сl-, H2SO4 2Н++SO42- .

Наличие в растворах кислот иона водорода, точнее, гидратированного иона Н3O+, обусловливает общие свойства кислот (кислый вкус, действие на индикаторы, взаимодействие со щелочами, взаимодействие с металлами с выделением водорода и пр.).

В многоосновных кислотах диссоциация происходит ступенчато, причем каждая ступень характеризуется своей величиной степени диссоциации. Так, ортофосфорная кислота диссоциирует по трем ступеням:

I ступень	H3РO4 Н+ + H2РO4-	1 = 20 %,
II ступень	H2РO4- Н+ + HРO42-	2 = 0,11 %,
III ступень	HРO42- Н+ + РO43-	3 = 0,001 %,

Причем 3<2<1, т.е. распад электролита на ионы протекает, в основном, по первой ступени и в растворе ортофосфорной кислоты будут находиться преимущественно ионы Н+ и H2РO4-. Причины этого в том, что ионы водорода значительно сильнее притягиваются к трехзарядному иону РO43- и двухзарядному иону HРO42-, чем к однозарядному H2РO4-. Кроме того, на 2-ой и 3-ей ступенях имеет место смещение равновесия в сторону исходной формы по принципу Ле-Шателье за счет накапливающихся ионов водорода.

Основания - электролиты, диссоциирующие с образованием в качестве анионов только гидроксид-ионы (OH-). После отрыва OH- остаются катионы: Na+, Cа2+, NH4+. Например: NaOH Na+ + ОН-, Са(ОН)2 Са2+ + 2 OН-.

Общие свойства оснований (мыльность на ощупь, действие на индикатор, взаимодействие с кислотами и пр.) определяются наличием в растворах оснований гидроксо-группы ОН-.

Для многокислотных оснований характерна ступенчатая диссоциация:

I ступень	Ва(ОН)2 Ва(ОН)+ + OН-
II ступень	Ва(ОН)+ Ва2+ + OН-

Диссоциация амфотерных гидроксидов протекает как по типу основания, так и по типу кислоты. Так, диссоциация гидроксида цинка может протекать по следующим направлениям (при этом равновесие сдвигается в зависимости от среды по принципу Ле-Шателье):

Соли - это электролиты, диссоциирующие на катионы металла (или заменяющих его групп) и анионы кислотного остатка.

Средние соли диссоциируют полностью: CuSO4 Cu2+ + SO42-. В отличие от средних солей, кислые и основные соли диссоциируют ступенчато:

I ступень	NaНСО3 Na+ + НСО3-	Сu(ОН)Cl Сu(ОН)+ + Cl-
II ступень	НСО3- Н+ + СО32-	Сu(ОН)+ Сu2+ + OН-,

причем степень диссоциации солей по второй ступени очень мала.

Реакции обмена в растворах электролитов - это реакции между ионами. Необходимым условием протекания реакций обмена в растворах электролитов является образование слабодиссоциирующих соединений или соединений, выделяющихся из раствора в виде осадка или газа.

При написании уравнений реакций в ионно-молекулярном виде слабодиссоциирующие, газообразные и труднорастворимые соединения записывают в виде молекул, а растворимые сильные электролиты - в виде ионов. При написании ионных уравнений следует обязательно руководствоваться таблицей растворимости кислот, оснований и солей в воде (Приложение А).

Рассмотрим методику написания ионных уравнений на примерах.

Пример 1. Напишите в ионно-молекулярной форме уравнение реакции:

ВаСl2 + K2SО4 = ВаSО4 + 2KСl

Решение: Соли являются сильными электролитами и практически полностью диссоциируют на ионы. Так как ВаSО4 - практически нерастворимое соединение (см. таблицу приложения А), основная часть сульфата бария будет находиться в недиссоциированном виде, поэтому это вещество запишем в виде молекул, а остальные соли, являющиеся растворимыми, в виде ионов:

Ва2+ + 2Сl- + 2K+ + SО42- = ВаSО4 + 2K+ + 2Сl-

Как видно из полученного полного ионно-молекулярного уравнения, ионы K+ и Сl- не взаимодействуют, поэтому, исключив их, получим краткое ионно-молекулярное уравнение:

Ва2+ + SО42- = ВаSО4 ,

Стрелка показывает, что образующееся вещество выпадает в осадок.

Ионными уравнениями могут быть изображены любые реакции, протекающие в растворах между электролитами. Причем суть любой химической реакции отображает именно краткое ионно-молекулярное уравнение. На основании ионно-молекулярного уравнения можно легко написать молекулярное.

Пример 2. Подберите молекулярное уравнение к следующему ионно-молекулярному уравнению: 2Н+ + S2- = Н2S.

Решение: Ионы водорода образуются при диссоциации любой сильной кислоты, например НСl. К ионам водорода в кратком ионном уравнении необходимо добавить два иона хлора. К сульфид-ионам следует добавить катионы (например, 2K+), образующие растворимый, хорошо диссоциирующий электролит. Затем такие же ионы нужно написать в правой части. Тогда полное ионно-молекулярное и молекулярное уравнения будут иметь вид:

2Н+ + 2Сl- + 2K+ + S2- = Н2S + 2K+ + 2Сl-

2 НСl + K2S = Н2S + 2 KСl-

5. СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

В водных растворах сильные электролиты полностью диссоциированы, поэтому даже при малых концентрациях растворов энергия электростатического взаимодействия между ионами довольно велика, и пренебречь этим нельзя. Взаимодействие противоположно и одноименно заряженных ионов (притяжение и отталкивание) приводит к тому, что вблизи каждого иона находятся ионы с противоположным зарядом, образующие его ионную атмосферу. Радиус ионной атмосферы сравнительно велик, поэтому ионные атмосферы соседних ионов пересекаются и образуются ионные пары; кроме того, каждый ион окружен дипольными молекулами растворителя - сольватной оболочкой (гидратной, если растворитель - вода). Этот процесс называется ассоциацией:

АВ + (x+y)Н2О А+xН2О + В-yН2О

А+xН2О + В-yН2О А+xН2О • В-yН2О

гидратированные ионы ионная пара

Чем выше концентрация раствора сильного электролита, тем больше вероятность образования ионных пар. Так в растворе возникает подобие пространственной структуры, что ограничивает свободу перемещения ионов и приводит к изменению свойств раствора. Поэтому опытно определяемые коллигативные свойства (p, tкрист., tкип., pосм), зависящие от общего числа частиц в растворе, оказываются меньше рассчитанных в предположении полной диссоциации. Так, для раствора К2SO4 экспериментально получено значение б=71%, а не 100%. Поэтому, определяя степень диссоциации раствора сильного электролита, получают кажущуюся степень диссоциации - величину б с поправкой на межионное взаимодействие. Чем выше концентрация раствора, тем сильнее взаимодействие ионов, тем меньше и кажущаяся степень диссоциации сильного электролита.

Для оценки состояния ионов в растворе и возможности пользоваться соотношениями, выведенными для идеальных растворов, введено понятие активности электролита (а), равной произведению коэффициента активности (f) на концентрацию (С): а = f•С. Коэффициент активности f характеризует степень отклонения свойств данного раствора от идеального.

6. СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

При растворении в воде слабого электролита устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и продуктами их диссоциации - ионами. Количественной характеристикой данного равновесия является константа диссоциации (Кд). Так, например, для некоторого электролита АaВb, в растворе которого установилось равновесие:

АaВb aАx+ + bВy-

константа диссоциации выражается следующим соотношением:

Чем больше Кд, тем сильнее электролит. Если диссоциация протекает ступенчато, то каждой ступени отвечает своя Кд, как и своя степень диссоциации.

Константа и степень диссоциации связаны между собой. Рассмотрим это на примере электролита, распадающегося на два иона по уравнению: АВ А++В-. Константа диссоциации такого равновесия будет иметь вид:

Пусть C молярная концентрация раствора, - степень диссоциации, тогда концентрация продиссоциировавших частиц (А+ и В-) будет равна C, а непродиссоциировавших (АВ) (1-)C. Тогда

Так как для разбавленных растворов малая величина («1), то можно считать, что 1-?1. Тогда получаем соотношение (закон разбавления Оствальда):

Kд ? C2 или =

Значения Kд для слабых электролитов невелики. Например, для диссоциации уксусной кислоты Kд = 1,810-5, что свидетельствует о том, что равновесие значительно смещено в сторону молекулярной формы.

По принципу Ле-Шателье эндотермический процесс диссоциации протекает более глубоко при увеличении температуры и связывании продуктов реакции.

7. ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ

В насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита устанав-ливается равновесие между твердой фазой (осадком) и ионами электролита:

ВaSO4 (в осадке) Вa2+(в растворе) + SO42-(в растворе), которое характеризуется константой диссоциации:

Так как концентрация вещества в твёрдой фазе [ВаSO4] постоянна, то и произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в насыщенном растворе (произведение растворимости (ПР)) есть величина постоянная при данной температуре:

Кд • [ВаSO4] = [Ва2+(р-р)] • [SO42-(р-р)] = ПР ВaSO4.

Чем больше ПР, тем более растворимо вещество.

При сливании двух растворов электролитов может выпасть осадок:

ВaCl2 + Na2SO4 Вa SO4 + 2NaCl,

Вa2+ + 2Cl- + 2Na+ + SO42- ВaSO4 + 2Na+ + 2Cl-,

Вa2+ + SO42- ВaSO4.

Условия выпадения осадка: если произведение концентрации ионов (произведение ионов или ПИ) малорастворимого электролита превысит произведение растворимости, то осадок выпадет, т.е. если ПИ > ПР, избыток вещества выпадет в осадок, если ПИ<ПР - осадок не выпадет.

Пример 1. Выпадет ли осадок при сливании равных объемов 0,02 М растворов ВaCl2 и Na2SO4? ПР (ВаSO4) = 1,110-10.

Решение: 1. ВaCl2 и Na2SO4 - сильные электролиты, поэтому они полностью диссоциируют на ионы и [Вa2+] = СМ(ВaCl2), [SO42-] = СМ(Na2SO4).

2. Так как при сливании объём возрастает вдвое, в момент сливания концентрации вдвое уменьшатся: [Вa2+] = [SO42-] = Ѕ0,02 = 0,01 моль/л.

3. ПИ = [Вa2+][SO42-] = 0,010,01 = 110-4. ПИ>>ПР (1,110-10), осадок выпадет.

8. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ (рН)

Вода - очень слабый электролит, поэтому в незначительной степени диссоциирует на ионы:

H2O H+ + OH-.

Константа диссоциации воды равна: Kд. = [H+][OH-] / [H2O] = 1,810-16 (при 25ОС). Так как степень диссоциации воды мала, то равновесная концентрация недиссоциированных молекул воды практически равна общей концентрации воды, т.е. для 1 литра воды [H2O] = 1000 г/л / 18 г/моль = 55,6 моль/л. Тогда получим:

[H+][OH-] = Kд. [H2O] = 1,810-1655,6 = 10 -14 = Kw

pKw = [H+][OH-] = 10 -14

Константа Kw = [H+][OH-] представляется собой постоянную при данной температуре величину и называется ионным произведением воды.

В чистой воде [H+]=[OH-]==10-7 моль/л. Водный раствор, в котором концентрации H+ и OH- равны, называют нейтральным. Если раствор кислый, то [H+]>[OH-]. Если раствор щелочной, то [H+]<[OH-].

Вместо концентраций ионов H+ и OH- удобнее пользоваться их десятичными логарифмами, взятыми с обратным знаком; эти величины обозначают символами рН и рОН и водородным показателем и гидроксильным показателями:

pH = lg [H+], pОH = lg [ОH]

Логарифмируя ионное произведение воды Kw = [H+][OH-], получим:

pKw = pH + pOH = 14.

Таким образом, в нейтральных растворах рН=7, в кислых - рН<7, в щелочных - рН>7. Диапазон значений рН - от 0 до 14:

Пример 1. Концентрация ионов водорода в растворе равна 0,01 моль/л. Вычислите рН и рОН.

Решение: pH = lg [H+] lg 0,01 = (2) = 2. рОН = 14 - рН = 14 - 2 = 12.

Экспериментально значение pH устанавливают с помощью приборов (рН-метров, иономеров) или индикаторов - сложных веществ, меняющих цвет в зависимости от рН раствора. Цвета наиболее распространенных индикаторов приведены в таблице 2.

Таблица 2 Окраска индикаторов в различных средах

Индикатор	Интервал перехода рН	Окраска индикатора в среде
		кислой	нейтральной	щелочной
Метилоранж	3,0 - 4,4	красный	оранжевый	желтый
Лакмус	5,0 - 8,0	красный	фиолетовый	синий
Фенолфталеин	8,2 - 10,0	бесцветный	бесцветный	малиновый

Для живых организмов поддержание pH очень важно. Так, в желудочном соке pH=1, в слюне pH=8,5, в крови pH=7,36.

9. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Гидролизом называется обменная реакция между веществом и водой. При гидролизе обычно происходит изменение реакции среды. Если гидролиз не сопровождается образованием осадков или газов, он называется обратимым. Гидролиз солей является реакцией, обратной реакции нейтрализации. раствор диссоциация электролит окислительный

Любую соль можно рассматривать как продукт, образованный взаимодействием соответствующих основания и кислоты. Так, можно выделить 4 типа солей, гидролиз которых идет по-разному:

1. Соль, образованная сильной кислотой и слабым основанием, гидролизуется по аниону, среда раствора кислая (рН<7):

NH4Cl + НОН “NH4ОН” + НCl

NH4+ + НОН “NH4ОН” + Н+

2. Соль, образованная слабой кислотой и сильным основанием, гидролизуется по катиону, среда раствора щелочная (рН>7):

К2СO3 + НОН КHСО3 + КОН

СO32- + НОН HСО3- + ОН-

3. Соль, образованная слабой кислотой и слабым основанием, гидролизуется по катиону и аниону, среда раствора практически нейтральная (рН?7):

NH4CN + НОН “NH4ОН” + НCN

NH4++CN-+НОН “NH4ОН”+НCN

3. Соль, образованная сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергается, среда раствора нейтральная (рН=7):

КNO3 + НОН

Гидролиз протекает тем полнее, чем слабее электролит, образовавший соль, чем выше температура (т.к. гидролиз - эндотермический процесс) и чем больше разбавление раствора в соответствии с принципом Ле-Шателье.

Гидролиз солей, образованных слабой многоосновной кислотой и сильным основанием или слабым многокислотным основанием и сильной кислотой, протекает ступенчато, причем, в основном, по первой ступени.

В качестве примера подробно рассмотрим процесс взаимодействия карбоната натрия с водой. Так как Na2СO3 - сильный электролит, то в водном растворе соль сначала будет диссоциировать на катион и анион:

Na2СO3 2Na+ + СO32-.

Далее ион слабого электролита, образовавшего соль, в нашем примере СO32-, будет взаимодействовать с водой с образованием НСO3- и ОН--группы:

СO32- + НОН НСO3- + ОН-

Получили краткое ионно-молекулярное уравнение реакции гидролиза. Добавив в левую и правую части ионы натрия, получим полное ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза:

2Na+ + СO32- + НОН НСO3- + ОН- + 2Na+

Na2СO3 + НОН NaНСO3 + NaОН

Из уравнения реакции видно, что в результате гидролиза в растворе накапливаются ОН--ионы, обуславливающие щелочную реакцию среды (рН>7).

Пример 1. Определите среду раствора нитрата аммония.

Решение: 1. Диссоциация: NH4NО3 NH4+ + NО3-

2. Гидролиз по катиону: NH4+ + НОН “NH4ОН” + Н+

NH4+ + NО3- +НОН “NH4ОН” + Н+ + NО3-

NH4NО3 + НОН “NH4ОН” + НNО3

В результате гидролиза в растворе накапливаются Н+-ионы, среда - кислая (рН>7).

Гидролиз представляет собой обратимый равновесный процесс, которому соответствует константа равновесия, называемая константой гидролиза.

Для уравнения гидролиза соли КА, образованной слабой кислотой НА и сильным основанием: А- + HOН OH- + HА,

Аналогично для соли слабого основания МОН и сильной кислоты:

Эти выражения показывают, что чем слабее кислота (основание), тем меньше константа ее (его) диссоциации и тем больше константа гидролиза.

Пример 2. Какая соль в большей степени подвергается гидролизу: Na2СO3 или NaНСO3?

Решение: Запишем уравнение гидролиза для соли Na2CO3:

Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH

CO32- + HOH HCO3- + OH-

Из уравнения следует, что обратно процессу гидролиза протекает процесс диссоциации угольной кислоты по II ступени, тогда:

Аналогично запишем уравнение гидролиза NaHCO3:

NaHCO3+ H2O NaOH + H2CO3

HCO3- + HOH H2CO3 + OH-

В этом случае обратно процессу гидролиза протекает процесс диссоциации угольной кислоты по I ступени.

Следовательно, средние соли гидролизуют сильнее кислых солей. Вот почему в пищу можно употреблять только NaHCO3 (питьевая сода).

Степенью гидролиза h называют мольную долю электролита, подвергшегося гидролизу (по аналогии со степенью диссоциации).

Степень гидролиза связана с константой гидролиза уравнением, аналогичным закону разбавления Оствальда:

Kг = Ch2 или h =

Из данного уравнения следует, что при разбавлении раствора (при уменьшении концентрации соли) гидролиз усиливается.

Рассмотрим случай необратимого гидролиза: при сливании растворов хлорида алюминия и карбоната натрия выделяется газ и образуется белый осадок. Объясним эти явления.

Al3++HOН Al(OH)2++H+.

CO32-+HOН HCO3-+OH-.

При сливании растворов происходит связывание OH- и H+ в молекулу воды: OH-+H+=H2O, равновесие гидролиза смещается вправо и возможно протекание гидролиза по следующим ступеням:

2AlCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O 2Al(OH)3 + 3CO2 + 6NaCl

10. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

10.1 Окислители и восстановители

Все химические реакции можно разделить на два типа:

· Реакции, идущие без изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ (реакции ионного обмена): H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O.

· Реакции, идущие с изменением степени окисления или окислительно-восстановительные реакции: H+2SO4 + Zn0 Zn+2SO4 + H20.

Степень окисления - это условный, электрический заряд, который получает данный атом, присоединяя или отдавая электроны при взаимодействии с другими атомами. В отличие от заряда иона (например, Zn2+), степень окисления обозначают так: Zn (+2), Zn+2.

При определении степени окисления атомов электролита в соединении пользуются таблицей относительных электроотрицательностей (см. Приложение Б) и исходят из предположения, что молекулы состоят из ионов.

Основные правила определения степеней окисления:

1. Степень окисления атомов в простых веществах равна нулю, т.к. электро-отрицательность атомов, образующих простое вещество одинакова и электронные пары расположены симметрично относительно ядер атомов (О20, H20, Zn0).

2. Атомы металлов в химических соединениях с неметаллами имеют положительную степень окисления. Так степень окисления щелочных металлов в химических соединениях всегда равна +1, щелочноземельных металлов +2, алюминия +3.

3. Водород во всех соединениях (кроме гидридов металлов) имеет степень окисления +1. В гидридах металлов степень окисления водорода равна -1 (Na+H- Са+2Н2-).

4. Степень окисления кислорода почти во всех соединениях равна -2.

5. Сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю.

Пример 1. Определите степень окисления атомов элементов в соединениях: KCl и ZnS.

Решение: Электроотрицательность металлов намного ниже электроотрицательности неметаллов, следовательно калий имеет, как элемент I группы степень окисления равную +1, цинк соответственно +2. Cl, S являются в данных веществах кислотными остатками и в соответствии с правилами диссоциации Cl имеет степень окисления -1, а S степень окисления -2.

Пример 2. Определите степень окисления атомов элементов в кислоте HNO3.

Решение: Так как степень окисления атома кислорода равна -2, атома водорода +1, а сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю (правила 4-6), то можно рассчитать степень окисления атома азота, приняв ее за х: (+1)+(х)+( -23)=0, откуда х=+5.

Изменение степени окисления является результатом перехода электронов от одних атомов к другим.

Сущность процесса окисления состоит в потере электронов атомом или простым ионом. При этом степень окисления такого атома (иона) увеличивается. Атом (ион), отдающий электроны и повышающий степень окисления, называют восстановителем:

Zn0 2e- Zn+2

При этом восстановителем является и вещество, в состав которого входит атом этого элемента.

Сущность процесса восстановления состоит в присоединении электронов восстанавливающимся атомом (ионом). Атом (вещество, ион), присоединяющий электроны и понижающий свою степень окисления, называется окислителем:

2 H+ + 2e- H20

Окислителем является и вещество, в состав которого входит атом этого элемента.

Типичные окислители:

1) некоторые простые вещества (как правило, неметаллы) с высокой электроотрицательностью:

- галогены F20, Cl20, Br20. Их атомы переходят в степень окисления 1.

- кислород О20. (восстанавливается до 2, О2).

2) ионы (вещества), в состав которых входят атомы элементов в высшей степени окисления:

- H2S+6O4, S+6 восстанавливается до S+4 (SO2), S0 или S-2 (H2S)

- HN+5O3, N+5 восстанавливается до N+4 (NO2), N+2 (NO), N20, N-3 (NH4+)

- KMn+7O4, Mn+7 восстанавливается до Mn+2 (MnSO4) - в кислой среде

до Mn+4 (MnO2) - в нейтральной среде

до Mn+6 (K2MnO4) - в щелочной среде

- бихромат калия K2Cr2O7. Cr+6 переходит в ион Cr3+ (Cr2(SO4)3);

- селитра KN+5O3, N+5 обычно переходит в N+3 (KNO2) или N+4 (NO2);

- бертолетова соль KCl+5O3, Cl+5 переходит в Cl (KCl);

- оксид свинца PbO4, Pb+4 переходит в Pb+2 (PbCl2).

Типичные восстановители

1) некоторые простые вещества (как правило, металлы) с низкой электроотрицательностью:

- щелочные и щелочноземельные металлы.

- водород Н2.

2) ионы (вещества), в состав которых входят элементы в низшей степени окисления:

- сероводород H2S-2 и сульфиды (ZnS-2).

- иодиды (KI-1).

Ионы (вещества), в состав которых входят элементы в промежуточной степени окисления (С+2О, свободная сера, сернистая кислота H2S+4O3 и пр.) могут проявлять как окислительные свойства, так и восстановительные.

10.2 Классификация окислительно-восстановительных реакций

Существует три основных типа окислительно-восстановительных реакций:

1. Если окислитель и восстановитель находятся в молекулах различных веществ, то такие окислительно-восстановительные реакции называются межмолекулярными:

H+2SO4 + Zn0 Zn+2SO4 + H20.

2. Если окислитель и восстановитель - одно и то же вещество с одинаковой степенью окисления, то это реакции диспропорционирования или самоокисления-самовосстановления. Таким двойственным характером могут обладать неметаллы и сложные вещества с промежуточной степенью окисления атома одного из элементов:

3 Cl20 + 6 NaOH NaCl+5O3 + 5 NaCl- + 3 H2O.

3. Если в молекуле сложного вещества содержатся атомы, один из которых является окислителем, другой - восстановителем, то окислительно-восстановительные реакции с участием такого вещества называются внутримолекулярными:

N-3H4N +3O2 N20+ 2 H2O.

10.3 Методы расстановки коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций

Используют два метода расстановки коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций:

- метод электронного баланса;

- метод электронно-ионного баланса или метод полуреакций (для реакций в растворах или расплавах).

Оба метода подчиняются основным правилам:

1) соблюдается закон сохранения массы вещества, т.е. число одних и тех же атомов в исходных веществах и в продуктах реакции одинаково;

2) в любой окислительно-восстановительной реакции число отданных электронов равно числу принятых электронов.

Метод электронного баланса

Метод подбора коэффициентов с помощью электронного баланса складывается из следующих этапов:

а) записывают формулы реагентов и продуктов, а затем находят элементы, которые повышают и понижают свои степени окисления, и выписывают их отдельно:

Mn+2CO3 + KCl+5O3 Mn+4O2 + KCl-1 + CO2

Cl+5 Cl

Mn+2 Mn+4

б) составляют уравнения восстановления и окисления, соблюдая законы сохранения числа атомов и заряда в каждой реакции:

процесс восстановления Cl+5 + 6 e = Cl

процесс окисления Mn+2 2 e = Mn+4

в) подбирают дополнительные множители для уравнения так, чтобы закон сохранения заряда выполнялся для реакции в целом, для чего число принятых электронов в реакциях восстановления делают равным числу отданных электронов в реакции окисления:

г) проставляют (по найденным множителям) стехиометрические коэффициенты в схему реакции (коэффициент 1 опускается):

3 MnCO3 + KClO3 3 MnO2 + KCl + CO2

д) уравнивают числа атомов тех элементов, которые не изменяют своей степени окисления (если таких элементов два, то достаточно уравнять число атомов одного из них, а по второму провести проверку). Получают уравнение реакции:

3 MnCO3 + KClO3 = 3 MnO2 + KCl + 3 CO2

Пример 3. Подберите коэффициенты в уравнении реакции взаимодействия концентрированной серной кислоты с цинком: H2SO4 (конц.) + Zn = ZnSO4 + SO2 + H2О.

Решение:

1. Определяем степени окисления атомов элементов, которые их меняют (атом цинка и атом серы):

H2S+6O4 (конц.) + Zn0 Zn+2SO4 + S+4O2 + H2О.

2. Составляем схемы процесса восстановления и процесса окисления:

Т.к. число отданных и присоединенных электронов одинаково, дополнительные коэффициенты не требуются.

3. Подбираем окончательные коэффициенты в уравнении (водород и кислород уравниваются последними) :

2 H2SO4 (конц.) + Zn ZnSO4 + SO2 + 2 H2О.

Пример 4. Подберите коэффициенты в уравнении реакции взаимодействия HI с концентрированной серной кислотой: HI + H2SO4 (конц.) = H2S + I2 + H2О.

Решение:

1. Определяем степени окисления атомов элементов, которые их меняют. В данном случае это атом йода и атом серы:

HI-1 + H2S+6O4 (конц.) = H2S-2 + I20 + H2О.

2. Составляем схемы процесса восстановления и процесса окисления:

3. Найденные коэффициенты подставляем в уравнение:

8 HI + H2SO4 (конц.) = H2S + 4 I2 + H2О.

4. Подбираем окончательные коэффициенты, сравнивая обе части уравнения

8 HI + H2SO4 (конц.) = H2S + 4 I2 + 4 H2О.

Метод полуреакций

В водных растворах электролитов реакции протекают между ионами и, как правило, с участием среды раствора. Поэтому правильнее записывать процессы передачи электронов с их участием. Метод полуреакций имеет ряд преимуществ по сравнению с методом электронного баланса:

- реакции пишутся между реально существующими в растворе частицами;

- этим методом довольно просто уравнивать сложные реакции, протекающие в растворах;

- часть конечных продуктов реакции вытекает при написании полуреакций.

Окисленная и восстановленная формы окислителя и восстановителя часто отличаются по содержанию кислорода (сравните Cr2O72 и Cr3+). Поэтому при составлении уравнений полуреакций методом электронно-ионного баланса в них включают пары Н+/Н2О (для кислой среды) и ОН/Н2О (для щелочной среды). Если при переходе от одной формы к другой исходная форма (обычно окисленная) теряет свои оксид-ионы (ниже показаны в квадратных скобках), то последние, так как они не существуют в свободном виде, должны быть в кислотной среде соединены с катионами водорода, а в щелочной среде с молекулами воды, что приводит к образованию молекул воды (в кислотной среде) и гидроксид-ионов (в щелочной среде):

кислотная среда [O2] + 2 H+ = H2O

щелочная среда [O2] + H2О = 2 ОН

Недостаток оксид-ионов в исходной форме (чаще в восстановленной) по сравнению с конечной формой компенсируется добавлением молекул воды (в кислотной среде) или гидроксид-ионов (в щелочной среде):

кислотная среда H2O = [O2] + 2H+

щелочная среда 2 ОН= [O2] + H2О

В нейтральной среде можно пользоваться молекулами H2O и ионами, на которые она диссоциирует: OH- и H+.

Этапы метода подбора коэффициентов с помощью электронно-ионного баланса:

а) записывают формулы реагентов данной окислительно-восстановительной реакции

K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 Cr2(SO4)3 + S+ K2SO4

и устанавливают химическую функцию каждого из них (здесь K2Cr2O7 окислитель, H2S восстановитель, H2SO4 кислотная среда реакции);

б) определяют степени окисления атомов элементов, изменяющихся в процессе реакции:

K2Cr2+6O7 + H2S-2 + H2SO4 Cr2+3(SO4)3 + S0+ K2SO4

в) составляют полуреакции, учитывая состав ионов, содержащих нужные атомы элементов, среду и количество электронов:

полуреакция восстановления:

Cr2O72 + 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2O

полуреакция окисления:

H2S 2 e = S(т) + 2H+

г) выравнивают число отданных и присоединенных электронов, используя наименьшее общее кратное их чисел:

полуреакция восстановления:	Cr2O72 + 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2O	1
полуреакция окисления:	H2S 2 e = S(т) + 2H+	3

д) составляют суммарное уравнения полуреакций, с учетом рассчитанных коэффициентов, выравнивают число атомов элементов и зарядов справа и слева:

Cr2O72 + 14 H+ + 3 H2S = 2 Cr3+ + 7 H2O + 3 S(т) + 6 H+

Cr2O72 + 8 H+ + 3 H2S = 2 Cr3+ + 7 H2O + 3 S(т)

е) на основе ионного уравнения составляют молекулярное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись (а), причем формулы катионов и анионов, отсутствующие в ионном уравнении, группируют в формулы дополнительных продуктов (K2SO4 и H2O):

K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3H2S = Cr2(SO4)3 + 7H2O + 3S(т) + K2SO4

ж) проводят проверку подобранных коэффициентов по числу атомов элементов в левой и правой частях уравнения.

Пример 5. Закончите уравнение и подберите коэффициенты методом электронно-ионного баланса для реакции:

KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 MnSO4 + Na2SO4 + .

Решение: а) определите степени окисления атомов элементов, которые меняются в процессе реакции.

KMn+7O4 + Na2S+4O3 + H2SO4 Mn+2SO4 + Na2S+6O4 +

б) составьте полуреакции окисления и восстановления с учетом электронного баланса:

в) составьте суммарное уравнение:

2 MnO4 + 5 SO32 + 6 H+ = 2 Mn2+ + 5 SO42 + 3 H2O

в) составьте полное уравнение:

2 KMnO4 + 5 Na2SO3 + 3 H2SO4 2 MnSO4 + 5 Na2SO4 + К2SO4 + 3 H2O.

Пример 6. Закончите уравнение и подберите коэффициенты методом электронно-ионного баланса для реакции:

KMnO4 + Na2SO3 + КОН K2MnO4 + Na2SO4 + .

Решение:

а) Определите степени окисления атомов элементов, которые меняются в процессе реакции:

KMn+7O4 + Na2S+4O3 + КОН K2Mn+6O4 + Na2S+6O4 +

б) составьте полуреакции окисления и восстановления с учетом электронного баланса:

в) составьте суммарное уравнение:

2 MnO4 + SO32 + 2 OH = 2 MnO42 + SO42 + H2O

в) составьте полное уравнение:

2 KMnO4 + Na2SO3 + 2 KOH = 2 K2MnO4 + Na2SO4 + H2O

Пример 7. Закончите уравнение и подберите коэффициенты методом электронно-ионного баланса для реакции:

KMnO4 + Na2SO3 + H2О MnO2 + Na2SO4 + .

а) Определите степени окисления атомов элементов, которые меняются в процессе реакции:

KMn+7O4 + Na2S+4O3 + H2О Mn+4O2 + Na2S+6O4 +

б) составьте полуреакции окисления и восстановления с учетом электронного баланса:

MnO4 + 2 H2О + 3 e	=	MnO2 + 2 OH	2	полуреакция восстановления
SO32 + 2 OH 2 e	=	SO42 + H2О	3	полуреакция окисления

в) составьте суммарное уравнение:

2 MnO4 + 4 H2О + 3 SO32 + 6 ОН= 2 MnO2 + 8 ОН + 3 SO42 + 3 H2О

2 MnO4 + H2О + 3 SO32 = 2 MnO2 + 3 SO42 + 2 ОН

в) составьте полное уравнение в молекулярной форме:

2 KMnO4 + Na2SO3 + H2O = 2 MnO2 + 3 Na2SO4 + 2 KOH

Таким образом, если перманганат-ион используется в качестве окислителя, то в зависимости от среды раствора уравнение полуреакции восстановления будет выглядеть:

в кислотной среде:	MnO4+ 8 H+ + 5 e Mn2+ + 4 H2O
в щелочной среде:	MnO4 + 1 e MnO42
в нейтральной среде:	MnO4 + 2 H2О + 3 e MnО2(т) + 4 ОН.

ПРИЛОЖЕНИЕ

Таблица относительных электроотрицательностей элементов

I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
H
2,1
Li	Be	B	C	N	O	F
1,0	1,5	2,0	2,5	3,0	3,5	4,0
Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl
0,9	1,2	1,5	1,8	2,1	2,5	3,0
K	Ca	Sc	Ti	V	Cr	Mn	Fe, Co
0,8	1,0	1,3	1,5	1,6	1,6	1,5	2,2 1,9
Cu	Zn	Ga	Ge	As	Se	Br
1,9	1,6	1,6	1,8	2,0	2,4	2,8
Rb	Sr	V	Zr	Nb	Mo	Tc	Ru,Rh,Pd
0,8	1,0	1,2	1,5	1,6	1,8	1,9	2,2 2,2
Ag	Cd	Jn	Sn	Sb	Te	J
1,9	1,7	1,7	1,8	1,9	2,1	2,5
Cs	Ba	La-Lu	Hg	Ta	W	Re	Os, Pt
0,7	0,9	1,0-1,2	1,3	1,5	1,7	1,9	2,2 2,2
Au	Hg		Pb	Bi	Po	At
2,4	1,9		1,9	1,9	2,0	2,2
Fr	Ra
0,7	0,9

Размещено на Allbest.ru