Диссоциация кислот, щелочей и солей.

С помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода

Н₃РО₄ Н⁺ + Н₂РО^-₄(первая ступень)

Н₂РО^-₄ Н⁺ + НРO^2-₄ (вторая ступень)

НРО^2-₄ Н+ PО^З-₄ (третья ступень)

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом попервой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в

незначительной степени по третьей. Поэтому в водном растворе, например, фосфорной кислоты наряду с молекулами Н₃РО₄ имеются ионы (в последовательно уменьшающихся количествах) Н₂РО^2-₄, НРО^2-₄ и РО^3-₄.

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы.

Например:KOH K⁺ + OH^-; NH₄OH NH⁺₄ + OH^-

Основания, растворимые в воде называются щелочами. Их немного. Это основания щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaОН, КОН, RbОН, СsОН, FrОН и Са(ОН)₂, Sr(ОН)₂, Ва(ОН)₂, Rа(ОН)₂, а также NН₄ОН.Большинство оснований в воде малораство­римо.

Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп (гидроксогрупп). Например, NН₄ОН - однокислотное основание, Са(ОН)₂ - двухкислотное, Fе(ОН)₃ трехкислотное и т.дДвух имногокислотные основания диссоциируют ступенчато

Ca(ОН)₂ Са(ОН)⁺ + OH^- (первая ступень)

Ca(OH)⁺ Ca²⁺+OH^- (вторая ступень)

Однако имеются электролиты, которые при диссоциации одновре­менно образуют катионы водорода, и гидроксид-ионы. Эти электроли­ты называются амфотерными или амфолитами. К ним относятся вода,гидроксиды цинка, алюминия, хрома и ряд других веществ. Вода, например, диссоциирует на ионы Н⁺ и ОН^-:ПримерН₂O Н⁺ + ОН^-

Следовательно, у нее в равной мере выражены и кислотные свойства, обусловленные наличием катионов водорода Н⁺, и щелочные свойства, обусловленные наличием ионов ОН^-.

Диссоциацию амфотерного гидроксида цинка Zn(ОН)₂ можно выра­зить уравнением

2ОН^- + Zn²⁺ + 2Н₂О Zn(ОН)₂ + 2Н₂О [Zn(ОН)₄]^2-+ 2Н⁺

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов а также катион аммония (NH⁺₄) и анионы кислотных остатковНапример:(NH₄)₂SO₄ 2NH⁺₄ + SO^2-₄; Na₃PO₄ 3Na⁺ + PO^3-₄

Так диссоциируют средние соли. Кислые же и основные соли диссоциируют ступенчато. У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода. Например:KHSO₄ K⁺ + HSO^-₄

HSO^-₄ H⁺+SO^2-₄

У основных солей вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы.

Mg(OH)Cl Mg(OH)⁺+Cl^-

Mg(OH)⁺ Mg²⁺+OH^-

Например:

НCl Н⁺+ Сl^-; СН₃СООН Н⁺ + СН₃СОО^-

Основностъ кислоты определяется числом катионов водорода, вторые образуются при диссоциации. Так, НCl, HNO₃ - одноосновные кислоты - образуется один катион водорода; Н₂S, Н₂СО₃, Н₂SO₄ - двухосновные,а Н₃РО₄, Н₃АsО₄ - трехосновные, так как образуются соответственно два и три катиона водорода. Из четырех атомов водорода, содержащихся в молекуле уксусной кислоты СН₃СООН, толькоодин,входящий в карбоксильную группу - СООН, способен отщеп­ляться в виде катиона Н⁺, - уксусная кислота одноосновная.

Двух- и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато (постепенно).

35) Диссоциация воды и водородный показатель:

Диссоциация воды

Чистая вода, хоть и плохо (по сравнению с растворами электролитов), но может проводить электрический ток. Это вызвано способностью молекулы воды распадаться (диссоциировать) на два иона которые и являются проводниками электрического тока в чистой воде (ниже под диссоциацией подразумевается электролитическая диссоциация - распад на ионы):

H₂O ↔ H⁺ + OH^-

Примерно на 556 000 000 не диссоциированных молекул воды диссоциирует только 1 молекула, однако это 60 000 000 000 диссоциированных молекул в 1мм³. Диссоциация обратима, то есть ионы H⁺ и OH^- могут снова образовать молекулу воды. В итоге наступает динамическое равновесие при котором количество распавшихся молекул равно количеству образовавшихся из H⁺ и OH^- ионов. Другими словами скорости обоих процессов будут равны. Для нашего случая, уравнение скорости химической реакции можно написать так:

υ₁ = κ₁ • [H₂O] (для диссоциации воды)

υ₂ = κ₂ • [H⁺] • [HO^-] (для обратного процесса)

где υ - скорость реакции; κ - константа скорости реакции (зависящая от природы реагирующих веществ и температуры); [H₂O], [H⁺] и [HO^-] - концентрации (моль/л).

Водоро́дныйпоказа́тель, pH (лат. p ondus H ydrogenii — «вес водорода», произносится «пэ аш») — мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность. Равен по модулю и противоположен по знаку десятичномулогарифму активности водородных ионов, выраженной в молях на один литр:

Это понятие было введено в 1909 году датским химиком Сёренсеном. Показатель называется pH, по первым буквам латинских слов potentiahydrogeni — сила водорода, или pondushydrogeni — вес водорода. Вообще в химии сочетанием pX принято обозначать величину, равную −lg X, а буква H в данном случае обозначает концентрациюионов водорода (H⁺), или, точнее, термодинамическую активность гидроксоний-ионов.

Вывод значения pH

В чистой воде при 22 °C концентрации ионов водорода ([H⁺]) и гидроксид-ионов ([OH⁻]) одинаковы и составляют 10⁻⁷ моль/л, это напрямую следует из определенияионного произведения воды, которое равно [H⁺] · [OH⁻] и составляет 10⁻¹⁴ моль²/л² (при 25 °C).

Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, говорят, что раствор имеет нейтральную реакцию. При добавлении к воде кислоты концентрация ионов водорода увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении основания — наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает. Когда [H⁺] > [OH⁻] говорят, что раствор является кислотным, а при [OH⁻] > [H⁺] — основным.

Для удобства представления, чтобы избавиться от отрицательного показателя степени, вместо концентраций ионов водорода пользуются их десятичным логарифмом, взятым с обратным знаком, который собственно и является водородным показателем — pH.

 

36) Произведение растворимости:

Произведение растворимости (ПР, K_sp) — произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянных температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная.

При постоянной температуре в насыщенных водных растворах малорастворимых электролитов устанавливается равновесие между твердым веществом и ионами, образующими это вещество. Например, в случае для CaCO₃ это равновесие можно записать в виде:

Константа этого равновесия рассчитывается по уравнению:

В приближении идеального раствора с учётом того, что активность чистого компонента равна единице, уравнение упрощается до выражения:

Константа равновесия такого процесса называется произведением растворимости.

В общем виде, произведение растворимости для вещества с формулой A_mB_n, которое диссоциирует на m катионов Aⁿ⁺ и n анионов B^m-, рассчитывается по уравнению:

где [Aⁿ⁺] и [B^m-] — равновесные молярные концентрации ионов,образующихся при электролитической диссоциации.

Из произведений растворимости и отношения числа катионов к анионам (m/n) можно рассчитать концентрации катионов и анионов в растворе малорастворимого электролита. Значения произведений растворимости приведены в справочниках.

37) Гидролиз солей. Виды гидролиза:

Гидро́лиз (от греч. hydro — вода и lysis — разложение) — взаимодействие веществ с водой с образованием различных соединений (кислот, оснований и др.). Гидролизу подвергаются соединения различных классов: соли, углеводы, белки, сложные эфиры, жиры и др.

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- + OН-
(раствор имеет щелочную реакцию, реакция протекает обратимо)
2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания:
СuСl2 + Н2О = CuOHCl + HCl
Cu2+ + Н2О = CuOH+ + Н+
(раствор имеет кислую реакцию, реакция протекает обратимо)
3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OН) 3 + 3H2S
2Аl3+ + 3S2- + 6Н2О = 2Аl(OН) 3 + ЗН2S
(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.

 

38)Окислительно – восстановительные реакции, их классификация:

Окисли́тельно-восстанови́тельныереа́кции, также редокс (англ. redox, от red uction- ox idation — восстановление-окисление) — это встречно-параллельныехимические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ (или ионов веществ), реализующимся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем (акцептором) и атомом-восстановителем (донором).

⇐ Предыдущая1234567Следующая ⇒

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: