Выражение концентрации растворов в единицах нормальности, молярности и моляльности. Взаимный переход от одних видов выражения концентрации к другим
Расчеты, связанные с использованием плотности раствора.
Чтобы связать между собой массу и объем раствора используют такую величину как плотность раствора.
ПЛОТНОСТЬ –это величина, показывающая массу единицы объёма.
где ρ –плотность раствора (г/мл),
mр-ра – масса раствора (г),
Vр-ра – объём раствора (мл).
2)В 100г 10%-ного раствора кислоты содержится 10 г растворенного вещества, а в 200 г раствора этой же концентрации содержится 200·10/100=20 г.
Следовательно, для приготовления 200 мл 10%-ного раствора серной кислоты нужно взять 20 г безводной серной кислоты.
ОТВЕТ: масса безводной серной кислоты равна 20 г.
ПРИМЕР 6. Сколько миллилитров 9,5%-ного раствора Na2CO3 (ρ=1,1 г/мл) следует добавить к 100 г воды для получения 3%-ного раствора этой соли?
РЕШЕНИЕ:
1)Обозначим искомый объём раствора через Х мл. Масса этого раствора равна (Х·1,1·0, 095) г.
2)Согласно условию задачи масса растворенного вещества составляет 3% от массы полученного раствора. Масса полученного раствора равна (1,1 Х + 100) г.
3)Полученные значения подставим в формулу (1)
1,1·0,095 Х/1,1Х +100 = 0,03 Х = 42 мл
ОТВЕТ: 42 мл нужно взять 9,5%-ного раствора Na2CO3.
ПРИМЕР 7. Сколько грамм 10%-ного раствора серной кислоты требуется для обменного взаимодействия с 100 мл 13,7%-ного раствора карбоната натрия (ρ=1,145 г/мл)?
1)100мл 13,7%-ного раствора карбоната натрия массой:
m=1,145·100 = 114,5г, содержат 114,5·0,137 = 15,68 г Na2CO3.
рассчитаем необходимую массу серной кислоты:
15,68·98,06/ 106 = 14,5 г.
98,06 г/моль – молярная масса серной кислоты,
106 г/моль – молярная масса карбоната натрия.
3)10%-ного раствора потребуется 14,5·100/10 = 145 г.
ОТВЕТ:потребуется 145 г серной кислоты.
ПРИМЕР 8. Сколько миллилитров 32,5%-ного раствора NH3 (ρ = 888г/мл) потребуется для образования сульфата аммония при взаимодействии с 250 мл 27, 3%-ного раствора серной кислоты (ρ = 1,2 г/мл)?
1) Масса раствора кислоты составляет 250·1,2 = 300 г.
2)Раствор содержит 300·27,3 /100 = 81,9 г серной кислоты.
вычисляем массу аммиака, вступившего в реакцию; она составляет:
m= 17·81,9/98,06 = 14,2 г.
17 г/моль – молярная масса аммиака;
98,06 г/моль – молярная масса серной кислоты.
4)Этой массе NH3 соответствует:
ОТВЕТ:Потребуется43,7 мл аммиака
Молярная концентрация (молярность) – выражается числом молей растворенного вещества в 1 литре раствора.
где См – молярная концентрация (молярность) (моль/л),
υ – число молей (моль),
Единицы измерения молярной концентрации моль/л.
Раствор, содержащий в 1 литре 1 моль растворенного вещества, называется молярным. Например, 1 молярный раствор NаOH – это такой раствор, 1литр которого содержит 1 моль растворенного вещества NaOH или 1·40 = 40 г NaOH.
Сн = υэ /V (5),
где Сн – нормальная концентрация (нормальность) моль-экв/л,
Раствор в 1 литре, которого содержится 1 моль-эквивалент, называется нормальным.
При нахождении моль эквивалентов вещества по его молекулярной массе необходимо знать, что молярная масса эквивалента данного вещества может быть различным при разных химических реакциях, в которых это вещество участвует. Поэтому один и тот же раствор в разных случаях может иметь различную нормальность.
Например, если при взаимодействии раствора серной кислоты, содержащей 9,8 г кислоты, с NaOH образуется кислая соль, то раствор серной кислоты будет 0,1 н., т.к. эта реакция сводится к замещению одного иона водорода в серной кислоте на ион натрия:
Если же образуется средняя соль, реакция сводится к замещению двух ионов водорода в серной кислоте на два иона натрия:
Для перехода от процентной концентрации к концентрациям, выраженным в единицах нормальности и молярности, и обратно необходимо учитывать плотность растворов.
Титром – называют число грамм растворенного вещества, содержащееся в 1 мл раствора. Единицы измерения титра г/мл.
ПРИМЕР 9: Рассчитать молярность, нормальность 36:-ного раствора серной кислоты (плотность раствора 1,268 г/см 3 ).
РЕШЕНИЕ:
1) Рассчитаем массу 1л раствора 36%-ного раствора серной кислоты:
mр-ра = 1000·1,268 = 1268г
2) Рассчитаем массу серной кислоты, которая содержится в 1268г раствора. Зная, что исходный раствор 36%-ный, можно сделать вывод, что в 100г этого раствора содержится 36г серной кислоты. Тогда в 1268г 36%-ного раствора будет содержаться:
36·1268/100 = 456,48г серной кислоты.
3) Зная массу серной кислоты и молярную массу серной кислоты, можно найти число моей кислоты
υ = 456,48/98 = 4,65 моля
(98 г/моль –молярная масса серной кислоты).
Поскольку все расчеты мы вели на 1 литр, то мы нашли число молей растворенного вещества в 1 литре раствора, а значит, мы нашли молярность. Следовательно, См = 4,65 М.
ОТВЕТ: См = 4,65 М, Сн = 9,3н.
ПРИМЕР10: Вычислите процентную концентрацию, молярность и титр 2 н. раствора КОН (ρ = 1,10 г/см 3 ).
1) Вычислим массу 1 литра раствора КОН
Мэ кон = М кон, т.к. fэ = 1.
m = υэ·Мэ = 2·56 = 112 г
4) Рассчитаем по формуле (1) процентную концентрацию:
ω = mраст. в-ва·100/ mр-ра = 112·100/1100 = 10,18 %.
5) Молярность и нормальность отличается друг от друга фактором эквивалентности: См =Сн·fэ или Сн = См/fэ
Для КОН fэ = 1, т.е. См=Сн, следовательно, См = 2 М.
6) Рассчитаем титр раствора
Т=mраств. в-ва /Vр-ра = 112/1000 = 0,112 г/мл.
ПРИМЕР11:Рассчитать объём 36:-ной кислоты НС1 (ρ = 1,179 г/см 3 ) для приготовления а) 200 мл 0,1 н. раствора; б) 500 мл 0,5 М раствора.
а)1) рассчитаем массу НС1, которая содержится в 200 мл 0,1 н. раствора:
mHCl = 0,1·200·36,5/1000 = 0,73 г
2)Рассчитаем массу 36%-ного раствора НС1, в которой содержится 0,73 г НС1
36 г НС1 находятся в 100 г 36%-ного раствора НС1
0,73 г НС1 находятся в Х г 36%-ного раствора НС1
Х = 0,73·100/ 36 = 2,03 г
3) Найдем, какой объём НС1 составляет 2,03 г раствора:
V = m/ ρ = 2,03/1,179 = 1,8 мл
ОТВЕТ:Необходимо взять 1,8 мл 36%-ного раствора НС1
б)1) Рассчитаем массу НС1, содержащуюся в 500 мл 0,5 М раствора
2) Рассчитаем массу 36%-ной НС1, в которой содержится 9,125 г НС1
3) Рассчитаем объём, который составляют 25,35 г раствора НС1:
V = 25,35/1,179 = 21,51 мл.
ОТВЕТ:Необходимо взять 21,51 мл 36%-ного раствора НС1.
§ 1.4. Расчет объёмов растворов, необходимых для реакции.
Зная концентрации растворов, применяемых при проведении различных реакций, можно вычислить в каких объёмных отношениях должны быть смешаны эти растворы, чтобы растворенные в них вещества реагировали без остатка. Эти вычисления особенно упрощаются, если пользоваться растворами определенной нормальности.
Для расчета объёмов растворов используют закон эквивалентов для растворов.
При одинаковой нормальности растворов объёмы этих растворов всегда будут равны между собой, при различных объёмы обратно пропорциональны нормальностям.
где N1 –нормальная концентрация первого вещества,
V1 – объём первого вещества (мл),
N2 – нормальная концентрация второго вещества,
V2 – объём второго вещества (мл).
ПРИМЕР 12: Для нейтрализации 42 мл раствора кислоты потребовалось прилить к ним 14 мл 0,3 н. раствора щелочи. Определить нормальность кислоты.
РЕШЕНИЕ: Обозначим нормальность кислоты через Х и составим пропорцию:
следовательно, Х = 0,3·13/ 42 = 0,1н.
ОТВЕТ: Нормальность кислоты 0,1н.
ПРИМЕР 13: Сколько миллилитров 0,25 н. раствора серной кислоты потребуется для осаждения в виде ВаSO4 всего бария, содержащегося в 20 мл 2 н. раствора ВаС12?
РЕШЕНИЕ: Обозначим искомый объём раствора серной кислоты через V и составляем пропорцию:
следовательно, V= 2·20/ 0,25 = 160 мл.
ОТВЕТ: Требуется 160 мл серной кислоты.
Зная объём и нормальную концентрацию одного раствора, можно рассчитать массу определяемого вещества по формуле:
Мэ1 – эквивалентная масса первого вещества (г/моль),
V2 – объём второго вещества (мл),
Сн2 – нормальная концентрация второго вещества.
Дата добавления: 2015-05-26 ; Просмотров: 4027 ; Нарушение авторских прав?
Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет
Пересчет концентраций растворов из одних единиц в другие
M = (c · p · 10) / m
N = (c · p · 10) / э
Этими же формулами можно воспользоваться, если нужно пересчитать нормальную или молярную концентрацию на процентную.
Пример
Какова молярная и нормальная концентрация 12%-ного раствора серной кислоты, плотность которого р = 1,08 г/см3?
Решение
Мольная масса серной кислоты равна 98. Следовательно,
Подставляя необходимые значения в формулы, получим:
а) Молярная концентрация 12% раствора серной кислоты равна
M = (12 · 1,08 · 10) / 98 = 1,32 M
б) Нормальная концентрация 12% раствора серной кислоты равна
N = (12 ·1,08 ·10) / 49 = 2,64 H.
Иногда в лабораторной практике приходится пересчитывать молярную концентрацию в нормальную и наоборот. Если эквивалентная масса вещества равна мольной массе (Например, для HCl, KCl, KOH), то нормальная концентрация равна молярной концентрации. Так, 1 н. раствор соляной кислоты будет одновременно 1 M раствором. Однако для большинства соединений эквивалентная масса не равна мольной и, следовательно, нормальная концентрация растворов этих веществ не равна молярной концентрации.
Для пересчета из одной концентрации в другую можно использовать формулы:
M = (N · Э) / m
N = (M · m) / Э
Пример
Нормальная концентрация 1 М раствора серной кислоты
Пример
Молярная концентрация 0,5 н. Na2CO3
M = (0,5· 53) / 106 = 0,25 M.
Таким образом, массы смешиваемых растворов m1 и m2 обратно пропорциональны разностям массовых долей w1 и w2 смешиваемых растворов и массовой доли смеси w3. (Правило смешивания).
Для облегчения использования правила смешивания применяют правило креста :
m1 / m2 = (w3 – w2) / (w1 – w3)
Для этого по диагонали из большего значения концентрации вычитают меньшую, получают (w1 – w3), w1 > w3 и (w3 – w2), w3 > w2. Затем составляют отношение масс исходных растворов m1 / m2 и вычисляют.
Пример
Определите массы исходных растворов с массовыми долями гидроксида натрия 5% и 40%, если при их смешивании образовался раствор массой 210 г с массовой долей гидроксида натрия 10%.
13. теория электролитической диссоциации.
Теория электролитической диссоциации
1. При растворении в воде (или расплавлении) электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (подвергаются электролитической диссоциации).
2. Под действием электрического тока катионы (+) двигаются к катоду (-), а анионы (-) – к аноду (+).
4. Степень электролитической диссоциации (a) зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации. Она показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n) к общему числу молекул, введенных в раствор (N).
Механизм электролитической диссоциации ионных веществ
При растворении соединений с ионными связями (например, NaCl) процесс гидратации начинается с ориентации диполей воды вокруг всех выступов и граней кристаллов соли.
Ориентируясь вокруг ионов кристаллической решетки, молекулы воды образуют с ними либо водородные, либо донорно-акцепторные связи. При этом процессе выделяется большое количество энергии, которая называется энергией гидратации.
Энергия гидратации, величина которой сравнима с энергией кристаллической решетки, идет на разрушение кристаллической решетки. При этом гидратированные ионы слой за слоем переходят в растворитель и, перемешиваясь с его молекулами, образуют раствор.
Механизм электролитической диссоциации полярных веществ
Аналогично диссоциируют и вещества, молекулы которых образованы по типу полярной ковалентной связи (полярные молекулы). Вокруг каждой полярной молекулы вещества (например, HCl), определенным образом ориентируются диполи воды. В результате взаимодействия с диполями воды полярная молекула еще больше поляризуется и превращается в ионную, далее уже легко образуются свободные гидратированные ионы.
Электролиты и неэлектролиты
Электролитическая диссоциация веществ, идущая с образованием свободных ионов объясняет электрическую проводимость растворов.
Процесс электролитической диссоциации принято записывать в виде схемы, не раскрывая его механизма и опуская растворитель (H2O), хотя он является основным участником.
Из электронейтральности молекул вытекает, что суммарный заряд катионов и анионов должен быть равен нулю.
14. степень диссоциации. сильные и слабые электролиты. константа диссоциации.
Это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. Как правило, к сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4,HNO3) и сильные основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2,Sr(OH)2,Ca(OH)2).
В растворе сильного электролита растворённое вещество находится в основном в виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные молекулы практически отсутствуют.
Вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.
К слабым электролитам относятся:
1) почти все органические кислоты (CH3COOH, C2H5COOH и др.);
2) некоторые неорганические кислоты (H2CO3, H2S и др.);
3) почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
Они плохо (или почти не проводят) электрический ток.
Вещества, водные растворы и расплавы которых не проводят электрический ток. Они содержат ковалентные неполярные или малополярные связи, которые не распадаются на ионы.
Электрический ток не проводят газы, твердые вещества (неметаллы), органические соединения (сахароза, бензин, спирт).
Степень диссоциации. Константа диссоциации
Концентрация ионов в растворах зависит от того, насколько полно данный электролит диссоциирует на ионы. В растворах сильных электролитов, диссоциацию которых можно считать полной, концентрацию ионов легко определить по концентрации (c) и составу молекулы электролита (стехиометрическим индексам), например:
| c H2SO4 « | 2c c 2H + + SO4 2- |
Концентрации ионов в растворах слабых электролитов качественно характеризуют степенью и константой диссоциации.
и выражается в долях единицы или в % (a = 0,3 – условная граница деления на сильные и слабые электролиты).
Определите мольную концентрацию катионов и анионов в 0,01 М растворах KBr, NH4OH, Ba(OH)2, H2SO4 и CH3COOH.
Степень диссоциации слабых электролитов a = 0,3.
NH4OH и CH3COOH – слабые электролиты (a = 0,3)
Степень диссоциации зависит от концентрации раствора слабого электролита. При разбавлении водой степень диссоциации всегда увеличивается, т.к. увеличивается число молекул растворителя (H2O) на одну молекулу растворенного вещества. По принципу Ле Шателье равновесие электролитической диссоциации в этом случае должно сместиться в направлении образования продуктов, т.е. гидратированных ионов.
Степень электролитической диссоциации зависит от температуры раствора. Обычно при увеличении температуры степень диссоциации растет, т.к. активируются связи в молекулах, они становятся более подвижными и легче ионизируются. Концентрацию ионов в растворе слабого электролита можно рассчитать, зная степень диссоциации a и исходную концентрацию вещества c в растворе.
Определите концентрацию недиссоциированных молекул и ионов в 0,1 М раствора NH4OH, если степень диссоциации равна 0,01.
Она является константой равновесия процесса электролитической диссоциации; характеризует способность вещества распадаться на ионы: чем выше KD, тем больше концентрация ионов в растворе.
Диссоциации слабых многоосновных кислот или многокислотных оснований протекают по ступеням, соответственно для каждой ступени существует своя константа диссоциации:
15.ионное произведение воды. водородный показатель.
Для удобства выражения реакции среды водных растворов был введен специальный термин, который назвали водородным показателем (рН). рН – отрицательный десятичный логарифм молярной концентрации ионов водорода:
В нейтральной среде рН = 7 ; рОН = 7, рН + рОН = 14
Рассчитаем CM (кислоты) = 0,245 / 98 * 0,5 = 0,05 моль/л
Пример 2Рассчитайте рН 5,6% раствора КОН,степеньдиссоциации щелочи в растворе составляет 0,9. Плотность раствора равна 1,02 мл/л.
Рассчитаем CM (КОН) = 12 * 1,02 / 56 * 0,1 = 1,02 моль/л
16.гидролиз солей. (определение, типы)
Типы гидролиза солей
Химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита и сопровождающееся изменением рН раствора, называетсягидролизом солей.
Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты и основания. Тип гидролиза соли зависит от природы основания и кислоты, образующих соль. Возможны 3 типа гидролиза солей.
Гидролиз по аниону идет, если соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты.
Например, соль СН3СООNa образована сильным основанием NaOH и слабой одноосновной кислотой СН3СООН. Гидролизу подвергается ион слабого электролита СН3СОО–.
Ионно-молекулярное уравнение гидролиза соли:
СН3СОО– + НОН « СН3СООН + ОН–
Ионы Н+ воды связываются с анионами СН3СОО– в слабый электролит СН3СООН, ионы ОН– накапливаются в растворе, создавая щелочную среду (рН>7).
Молекулярное уравнение гидролиза соли:
CH3COONa + H2O « CH3COOH + NaOH
Гидролиз солей многоосновных кислот протекает по стадиям, образуя в качестве промежуточных продуктов кислые соли.
Например, соль K2S образована сильным основанием КОН и слабой двухосновной кислотой H2S. Гидролиз этой соли протекает в две стадии.
1 стадия: S2– + HOH « HS– + OH–
K2S + H2O « KHS + KOH
2 стадия: HS-– + HOH « H2S + OH–
KHS + H2O « H2S + KOH
Реакция среды щелочная (pH>7), т.к. в растворе накапливаются ОН–-ионы. Гидролиз соли идет тем сильнее, чем меньше константа диссоциации образующейся при гидролизе слабой кислоты (табл.3). Таким образом, водные растворы солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, характеризуются щелочной реакцией среды.
Гидролиз по катиону идет, если соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты. Например, соль CuSO4 образована слабым двухкислотным основанием Cu(OH)2 и сильной кислотой H2SO4. Гидролиз идет по катиону Cu2+ и протекает в две стадии с образованием в качестве промежуточного продукта основной соли.
1 стадия: Cu2+ + HOH « CuOH+ + H+
2CuSO4 + 2H2O « (CuOH)2SO4 + H2SO4
2 стадия: CuOH+ + HOH « Cu(OH)2 + H+
(CuOH)2SO4 + 2H2O « 2Cu(OH)2 + H2SO4
Ионы водорода Н+ накапливаются в растворе, создавая кислую среду (рН [1] :
1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):
(раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)
2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону):
(раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)
3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:
(равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа).
4. Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален. См. также Электролитическая диссоциация.
Степень гидролиза
Под степенью гидролиза понимается отношение количества (концентрации) соли, подвергающейся гидролизу, к общему количеству (концентрации) растворенной соли. Обозначается α (или hгидр);
α = (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.
Константа гидролиза
Константа гидролиза — константа равновесия гидролитической реакции. Так константа гидролиза соли равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции гидролиза к равновесной концентрации соли с учетом стехиометрических коэффициентов.
В качестве примера ниже приводится вывод уравнения константы гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:
Уравнение константы равновесия для данной реакции имеет вид:
или 
Так как концентрация молекул воды в растворе постоянна, то произведение двух постоянных 
можно заменить одной новой — константой гидролиза:
Численное значение константы гидролиза получим, используя ионное произведение воды 
и константу диссоциации азотистой кислоты 
:
подставим в уравнение константы гидролиза:
В общем случае для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:
, где 
— константа диссоциации слабой кислоты, образующейся при гидролизе
Для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием:
, где 
— константа диссоциации слабого основания, образующегося при гидролизе
Для соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием:
Гидролиз органических веществ
Живые организмы осуществляют гидролиз различных органических веществ в ходе реакций катаболизма при участии ферментов. Например, в ходе гидролиза при участии пищеварительных ферментовбелки расщепляются на аминокислоты, жиры — на глицерин и жирные кислоты, полисахариды (например, крахмал и целлюлоза) — на моносахариды (например, на глюкозу), нуклеиновые кислоты — на свободные нуклеотиды.
При гидролизе жиров в присутствии щёлочей получают мыло; гидролиз жиров в присутствии катализаторов применяется для получения глицина и жирных кислот. Гидролизом древесины получают этанол, а продукты гидролиза торфа находят применение в производстве кормовых дрожжей, воска, удобрений и др.
17.механизм окислительно-восстановительных реакций.
Окислительно-восстановительные свойства элементов.
Химические реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными. В этих реакциях происходит обмен (перенос) электронов от одних реагирующих веществ к другим.
Принято обозначать степень окисления цифрой с указанием: «плюс», «минус».
В качестве примера окислительно-восстановительной реакции приведем уравнение реакции взаимодействия между H2S и HClO:
Окисление и восстановление – взаимосвязанные процессы, так как вещества могут отдавать электроны только в том случае, если в реакции участвует другое вещество, способное электроны принимать, что определяет закон сохранения заряда в химических реакциях.
Окислительные свойства могут проявлять как простые, так и сложные вещества. К типичным
(сильным) окислителям относятся фтор, галогены, кислород, а так же КClO3, НClO3, HNO3, H2SO4 (конц), MnO2, KMnO4, K2Cr2O7, PbO2 и др.
Восстановителями являются металлы, Н2, С (графит), HCl(конц), KI, KBr, H2S, CO, FeSO4.
Есть вещества, способные проявлять и окислительные и восстановительные свойства. К ним относятся вещества, в состав которых входят атомы элементов в промежуточных степенях окисления. Под действием окислителей они могут повышать свою степень окисления, проявляя восстановительные свойства, а при реакциях с восстановителями – понижать степень окисления, проявляя окислительные свойства. К таким веществам относятся KNO2, H2O2, SO2, Na2SO3 и др.
Факторы, определяющие окислительно-восстановительные свойства элементов:
Природа атомов определяется положением элемента в периодической системе.
Влияние кислотности среды. Например, KMnO4 универсальный окислитель, его окисляющая способность проявляется при любых условиях среды:
а) кислая среда, рН +7 +5ē→ Mn +2 (безцветный)
б) нейтральная среда, рН=7
Mn +7 +3ē→ Mn +4 (бурый)
в) щелочная среда, рН>7
Mn +7 +1ē→ Mn +6 (зеленый)
Расстановку коэффициентов в ОВР проводят по правилу электронного баланса: «Число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем».
Эквиваленты окислителей и восстановителей
Понятие эквивалента в ОВР то же, что в реакциях обмена.
19. влияние реакции среды на характер протекания окислительно- восстановительных реакций.
Реакции окисления-восстановления могут протекать в различных средах: в кислой (избыток Н+- ионов), нейтральной (Н2О) и щелочной (избыток гидроксид-ионов ОН-). В зависимости от характера среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами. Среда влияет на изменение степеней окисления атомов.
Классическим примером, иллюстрирующим влияние среды на характер протекания окислительно-восстановительных реакций, является восстановление KMnO4. Перманганат калия является сильным окислителем, окислительная способность которого зависит от характера среды.
Наибольшую окислительную способность ионы Mn+7 проявляют в сильнокислой среде, восстанавливаясь до ионов Mn+2, несколько меньшую – в нейтральной или близкой к ней среде, в которой они восстанавливаются до MnO2, и минимальную – в сильнощелочной, восстанавливаясь до манганат-иона MnO4-2.
Схематически эти изменения можно изобразить так:
Окисленная форма Восстановленная форма
H+ Mn2+, бесцветный раствор
MnO4- H2O MnO2, бурый осадок
2 KMnO4 + 5 Na2SO3 + 3 H2SO4 = 2MnSO4 + 5 Na2SO4 + K2SO4 + 3 H2O
2 KMnO4 + 3 Na2SO3 + H2O = 2 MnO2↓ + 3 Na2SO4 + 2 KOH
2 KMnO4 + Na2SO3 + 2 KOH = 2 K2MnO4 + Na2SO4 + H2O
Для создания кислой среды используют разбавленную серную кислоту H2SO4.
Нежелательно использовать для этих целей соляную и особенно азотную, так как HCl в этих условиях будет проявлять восстановительные свойства, а HNO3 является окислителем. Для создания щелочной среды используют NaOH или KOH.
Количественной характеристикой среды является рН (водородный показатель), значение которого можно определить с помощью различных индикаторов.
Индикаторы –это вещества, которые в зависимости от среды изменяют свою окраску.
| Индикатор | Среда | ||
| Кислая | Нейтральная | Щелочная | |
| Лакмус | Розовый | Фиолетовый | Синий |
| Фенолфталеин | Бесцветный | Бесцветный | Малиновый |
| Метиловый оранжевый | Красный | Оранжевый | Желтый |
20. основные положения координационной теории.
Для объяснения строения и свойств комплексных соединений в 1893 г. швейцарским химиком А Вернером была предложена координационная теория в которую он ввел два понятия: о координации и о побочной валентности.
По Вернеру главной валентностьюназывается валентность посредством которой соединяются атомы с образованием простых соединений, подчиняющихся теории
валентности. Но, исчерпав главную валентность, атом способен, как правило, к дальнейшему присоединению за счет побочной валентности,в результате проявления которой и образуется комплексное соединение.
Под действием сил главной и побочной валентности атомы стремятся равномерно окружить себя ионами или молекулами и являются таким образом центром притяжения. Такие атомы называются центральными или комплексообразователями. Ионы или молекулы, непосредственно связанные с комплексообразователем, называютсялигандами.
Посредством главной валентности присоединяются лиганды ионы, а посредством побочной валентности – ионы и молекулы.
Притяжение лиганд к комплексообразователю называется координацией, а число лиганд – координационным числом комплексообразователя.
Можно сказать, что комплексные соединения это соединения, молекулы которых состоят из центрального атома (или иона) непосредственно связанного с определённым числом других молекул или ионов, называемых лигандами.