Основные классы неорганических соединений: оксиды, кислоты, основания, соли. Классификация, номенклатура, физические и химические свойства, методы получения. Цепочки превращений.

Основные понятия химии: атом, молекула, элемент, абсолютные и относительные массы атомов и молекул, количество вещества, молярная масса, молярный объем. Вычислите массу одной молекулы и одного моля предложенного вещества.

1вопрос:

Атом- наименьшая электронейтральная единица хим. Элемента и простого вещества обладающая всеми его химическими свойствами ни химически ни физически неделимая.

Молекула- наименьшая электронейтральная единица химического элемента обладающая всеми его свойствами и физически неделимая, но химически делимая.

Химический элемент — совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра и числом протонов, совпадающим с порядковым (атомным) номером в таблице Менделеева. Каждый химический элемент имеет свои название и символ, которые приводятся в Периодической системе элементов Дмитрия Ивановича Менделеева

Относительной атомной массой(Ar) химического элемента называют число показывающее во сколько раз атом тяжелей 1/12 массы изотопа углерода.

Ar=m(атома)/m(а.е.м)

Относительная молекулярная масса показывает во сколько раз тяжелей 1/12 массы изотопа углерода(С).

Mr=m(молек)/m(а.е.м)

Абсолютная масса-масса атомов и молекул выраженные в кг.

Количество вещества- это физическая величина, указывающая на число формальных единиц вещества относительно постоянной Авогадро .

Моль вещества это такое количество вещества, в котором, не зависимо от агрегатного состояния, содержится число Авогадро структурных единиц.

Молярная масса вещества- масса одного моля вещества.

Молярный объем-объем, занимаемый одним молем газа(6,023*10:23)при данных условиях(давление и температура).

Модели атома. Квантово-механическая модель атома. Квантовые числа, их физический смысл и допустимые значения. Максимальная емкость энергетических подуровней и уровней.

Модели атома:

1.Модель томсона- сливовый пудинг

2.планетарная модель резерфорда:

Недостатки по резерфорду:

1.не мог объяснить устойчивость атома

2.не мог объяснить происхождение спектров(линейчатый характер);

Современная квантово-механическая модель атома:

Шрединберг использовал уравнение, рассчитал энергетические характеристики частиц ( квантовые числа) n,l,m-орбиталь.

орбиталь- это область пространства, в которых нахождение электрона наиболее вероятна, т.е. когда электрон плотность достигает 90-95%.

Квантовые числа:

Главное квантовое число принимает значение n=1,2,3…7(соответствует периоду, в котором находится элемент). Общий запас энергии электрона на энергетическом уровне.

l- орбитальное квантовое число (побочное азимутальное). Описывает общий запас энергии электрона на энергетическом подуровне. Число подуровней равно номеру уровня.

l 0-(n-1) l=0 1 2 3…

s p d f…

l характеризует форму атомной орбитали

s-орбиталь имеют форму сферы

p-орбиталь форма 8.

d-орбиталь трехлистник.

Магнитное квантовое число, физический смысл показывает ориентацию облака в пространстве относительно цента земли. m=2l+1

Электронная ёмкость энергетического подуровня определяется числом атомных орбиталей в под­уров­не и, исходя из ёмкости каждой АО, численно равна 2(2l+1), а именно:

Энергетический подуровень...................................................................... s p d f

Число АО в подуровне (2l+1).................................................................... 1 3 5 7

Электронная ёмкость подуровня 2(2l+1)................................................. 2 6 10 14

Электронная ёмкость энергетического уровня определяется ёмкостью составляющих его энергети­ческих подуровней и численно равна 2n²,где n – значение главного квантовогочисла для электронов рассмат­риваемого энергетического уровня:

Порядок заполнения электронами энергетических подуровней и уровней. Принцип наименьшей энергии и два правила Клечковского. Принцип Паули. Правило Хунда. Электронные и электроно-графические формулы атомов и ионов. Валентные электроны. Нормальное и возбужденное состояния атома. Понятие о валентности.

Принцип наименьшей энергии и два правила клечковского:

1.электроны заполняют орбитали в порядке увеличения суммы 1s<2s<2p<3s<3p<…

2.при равенстве суммы заполнение идет в порядке увеличения квантового числа.

Принцип запрета Пауля:в атоме не может быть орбитали , у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковые.=>>

Правило Хунда: в пределах одного энергетического подуровня электроны заполняются максимально, чтобы максимальный спин атома был бы максимальный.

Электронные формулы- условные записи структуры энергетических подуровней и уровней атомов химических элементов с помощью системы квантовых чисел n,l,m.

Электронно-графические формулы- условные записи только валентных подуровней с помощью квантовых ячеек.

Валентные электроны

Элемент может повышать валентность переходя в возбужденное состояние. Возбужденное состояние всегда неустойчивое. Но распаривание электронов происходит в пределах одного энергетического уровня.

Валентность — способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связей с атомами других элементов.

В химии валентными электронами называют электроны, находящиеся на внешней, или валентной, оболочке атома. Валентные электроны определяют поведение химического элемента в химических реакциях. Чем меньше валентных электронов имеет элемент, тем легче он отдаёт эти электроны (проявляет свойства восстановителя) в реакциях с другими элементами. И наоборот, чем больше валентных электронов содержится в атоме химического элемента, тем легче он приобретает электроны (проявляет свойства окислителя) в химических реакциях при прочих равных условиях. Полностью заполненные внешние электронные оболочки имеют инертные газы, которые проявляют минимальную химическую активность. Периодичность заполнения электронами внешней электронной оболочки определяет периодическое изменение химических свойств элементов в таблице Менделеева.

Количество валентных электронов (максимальная валентность) равно номеру группы в периодической таблице Менделеева, в которой находится химический элемент (кроме побочных подгрупп).

Периодический закон и Периодическая система элементов Д.И.Менделеева. Объясните принцип расположения элементов в Периодической системе с точки зрения строения их электронных оболочек. Семейства s-, p-, d- и f-элементов.

Периодический закон Менделеева:

Свойства простых веществ, а также свойства и формулы соединений элементов находятся в периодической зависимости от ядер их атомов.

В периодической системе электроны расположены строго в порядке возрастания зарядов их атомов.

Строение электронных оболочек атомов определяется в таблице менделеева 7 периодами- горизонтально 8 группами-вертикально, 2 группы главная и побочная.

Сущность периодического закона заключается в том, что энергетические подуровни и уровни емкостно ограничены, а также электронная конфигурация атомов периодически повторяется.

S семейство- элементы у которых в последнюю очередь заполняется s-подуровень каждый период начинается двумя s-элементами.

Р-элемент, заполняется р подуровень.

d-семейства, находятся в побочных подгруппах.

Каждый период начинается двумя s-элементами и 6 p, в больших периодах находится по 10 d элементов.

F элементы: локтанойды и актиноиды.

Периодически изменяющиеся свойства элементов: радиусы атомов, энергия ионизации (потенциалы ионизации), энергия сродства к электрону, электроотрицательность. Изменение этих свойств атомов по подгруппам и периодам в периодической системе. Металлические и неметаллические свойства элементов и образуемых ими соединений.

Периодически изменяющиеся свойства элементов:

Радиусы атомов или ионов по главным подгруппам сверху вниз увеличиваются, т.к. растет число энергетических подуровней. Это приводит к удалению валентных электронов, а значит и ослаблению их связи с ядром.

По периоду слева на право радиусы уменьшаются т.к. усиливается кулоновское взаимодействие электронов с ядром (возрастает положительный заряд, а значит возрастает отрицательные электроны)

Энергия ионизации- это та энергия, которую нужно затратить чтобы оторвать электрон от нейтрального атома , следовательно по главной подгруппе энергия ионизации уменьшается, а активность элементов(способность отдавать электроны) увеличивается.

По периоду энергия ионизации возрастает, но по периоду она изменяется немонотонно. Такая не монотонность связана с тем, что наполовину или полностью заполненные электроны стабильнее. В побочных подуровнях ионизация радиусов атомов более сложна(вторичная периодичность).

Y-потенциал ионизации( напряжение чтобы оторвать электрон).

Энергия сродства к электрону- это та энергия , которая выделяется при присоединение электрона к нейтральному атому.

Свойства ковалентной связи: насыщенность и направленность. Основные положения теории гибридизации электронных орбиталей центрального атома. Определение типа гибридизации центрального атома; геометрии и полярности молекулы (в целом). Свойства ионной связи. Понятие о степени окисления. Особенности металлической связи.

Направленность ковалентной связи определяется тем, что p и d,f атомные орбитали имеют определенную направление в пространстве , поэтому молекула имеет определенную геометрию(пространственную структуру).

Насыщенность ковалентной связи обусловлена тем, что одна атомная орбиталь может принимать участие в образовании только одной ковалентной связи

Понятие о гибридизации атомных орбиталей(1931 г. Поль)

1.В образование химической связи участвуют нечистые s,p,d атомные орбитали, а смешанные(гибридные);

2.Число гибридных орбиталей равно числу исходных атомных орбиталей.

Гибридные орбитали имеют одинаковую форму и энергию при этом в одну сторону вытянуто больше, чем в другую.

Чтобы определить тип гибридизации центрального атома следует посчитать число сигма связей и число неподеленных электронных пар вокруг центрального атома(р-связи не учитываются)-эта сумма даст число гибридизации, следовательно тип гибридизации и энергию молекулы.

2 сигма связи =>2 гибридные орбитали=>sp=>линейная

Неподеленные электронные пары вносят искажение в геометрию молекул.

Свойства ионной связи:

1.Ненасыщенность

2.Ненаправленность

Ионная связь-результат электростатического взаимодействия противоположно заряженных частиц.

Степень окисления- условный заряд, который образован в атомах, если считать эту связь ионной.

Металлическая связь-это химическая связь, при которой валентные электроны принадлежат не двум или нескольким определенным атомам, а всему кристаллу металла, связь является в высшей степени делокализованной.

Металлическая связь ненасыщенна(объединяет в себе очень большое число атомов и при дальнейшем их увеличение главный ее признак не исчезает, а усиливается) и ненаправлена(сферическая симметрия облаков s-элементов:перекрывание трех или более сфер зависит от расстояний между ними и не зависит от направлений, по которым они сближаются).

Понятие об энергии Гиббса, ее физический смысл. Основное уравнение химической термодинамики для реальных процессов. Условие (критерий) самопроизвольного протекания реакции. Влияние энтальпийного и энтропийного фактора на возможность протекания реакции. Условие химического равновесия с точки зрения термодинамики. Расчет температуры, соответствующей состоянию термодинамического равновесия.

Система-это тело или группа тел выделенная из окружающей среды и характеризующаяся определенными свойствами.

Виды:

1. Изолированные(m=не const E=const)

2. Открытые(m,E=const)

3. Закрытые(m=const, E= не const)

Процессы- переход системы из одного состояния в другое.

Виды:

1. Р,Т=const-изобарный р=0

2. V,T=const-изохорный v=0

3. Самопроизвольный процесс- процессы, которые в одном направление идут без воздействия внешних сил, а при возврате только при совершение работы.

Типы химических реакций:

Гомогенные- системы состоящие из одной фазы.

Гетерогенные- системы состоящие из нескольких фаз, между которыми имеются поверхности и разделы.

Обратимые реакции — химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях (прямом и обратном)

Необратимые реакции — реакции, при которых взятые вещества нацело превращаются в продукты реакции, не реагирующие между собой при данных условиях, например, разложение взрывчатых веществ, горение углеводородов, образование малодиссоциирующих соединений, выпадение осадка, образование газообразных веществ.

Экзотермические реакции всегда происходят произвольно(95%), но и эндотермические реакции иногда могут проходить самопроизвольно.

H2O(лед)---H2O(жид)

Экзогенные реакции: Н<0

Эндогенные реакции: Н>0

Стандартные теплоты образования простых веществ, в наиболее устойчивых агрегатных состояниях и аллотропических модификациях принято брать равным 0.

Теплоты образования сложных веществ- это та теплота, которая выделяется или поглощается при образование одного моля вещества из простых веществ, устойчивых в стандартных условиях.

Внутренняя энергия- полный запас энергии всех частиц, из которой состоит система, за исключением потенциальной и кинетической энергии системы, как целого.

Энтальпия-теплосодержание системы.

Закон гесса(закон сохранения и превращения энергии):

Энергия не возникает и не исчезает из ничего, она только видоизменяется переходя из одной формы в другую в строго эквивалентных соотношениях.

Для изолированной системы U=0;

1.Q=U+A; Q=U+p*V; V,T=const; V=0;Q=U;

2.p,T=const; Q=U+p*V=U2-U1+p(V2-V1)=(U2+p*V2)-(U1+p*V1)=H2-H1=H

Q=H

Следствия из закона:

1. Тепловой эффект химической реакции-сумма кислот образования конечных веществ за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом стехиометрических знаков.

/

1. Тепловой эффект химической реакции- это та теплота, которая выделяется или поглощается в результате этой реакции.

2. Энтропия- количественная мера беспорядка, хаотичности неупорядоченной системы.

Энтропия в отличие от других показателей имеет абсолютный показатель, потому что только для идеального кристалла при абсолютном 0 температура энтропии равна 0.

В изолированных процессах самопроизвольно протекают процессы в сторону увеличения энтропии.

На любую реакцию системы действуют 2 силы

1. Упорядочивает систему(понижает энергию)- энтальпийный фактор;

2. Стремится разупорядочить систему, внести в нее беспорядок- энтропийный фактор

Обе силы действуют в противоположных направлениях.

Энергия гиббса:

G=H-T*S;

Направление процесса зависит от энтальпийного и энтропийного фактора.

1.H<0 S>0 => G<0

Глубина протекания реакции определяется величиной G, чем G больше тем глубина протекания меньше.

2.G>0, следовательно реакция неосуществима в прямом направление и она не пойдет произвольно.

3.G=0 следовательно H=T*S; T(начала)=H/S

Понятие о скорости гомогенной и гетерогенной реакций. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ - закон действующих масс (основной закон химической кинетики), кинетическое уравнение реакции. Константа скорости реакции, ее физический смысл. Зависимость скорости реакции от температуры, правило Вант-Гоффа. Понятие об энергии активации реакции. Распределение Максвелла-Больцмана. Уравнение Аррениуса. Катализаторы и ингибиторы, сущность их действия.

Понятие и физическом (фазовое) и химическом равновесиях. Условие равновесия с точки зрения химической кинетики. Константа равновесия, ее физический смысл. Равновесные концентрации реагентов и продуктов. Смещение равновесий по принципу Ле Шателье, влияние изменения температуры, давления, концентраций исходных и конечных веществ.

Скорость гомогенной реакции в целом определяется как скорость изменения глубины протекания реакции в единицу времени в единице объема:

r = 1 d ξi V dt

Где V- объем системы; t – время. Определенная таким образом скорость реакции не зависит от выбора компонентов и будет практически одинаковой для разных веществ, участвующих в реакции.

Скорость гетерогенной реакции определяется количеством вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице поверхности фазы.

Величину поверхности твердого тела не всегда легко измерить. Поэтому иногда скорость гетерогенной реакции относят не к единице поверхности, а к единице массы или объема твердой фазы.

Скорость химической реакции пропорциональна произведению реагирующих веществ.

Кроме концентрации на скорость химической реакции оказывают влияние следующие факторы:

1. природа реагирующих веществ,

2. наличие катализатора,

3. температура (правило Вант-Гоффа),

4. давление,

5. площадь поверхности реагирующих веществ.

Если мы рассмотрим самую простую химическую реакцию A + B → C, то мы заметим, что мгновенная скорость химической реакции величина непостоянная.

Для реакции
A+B=C+D этот закон выразится уравнением:
v = kcAcB,
где сA и сB — концентрации веществ А и В, моль/л; k — коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости Реакции. Основной закон химической кинетики называют законом действующих масс.

Константа скорости реакции (удельная скорость реакции) — коэффициент пропорциональности в кинетическом уравнении.

Физический смысл константы скорости реакции k следует из уравнения закона действующих масс: k численно равна скорости реакции при концентрации каждого из реагирующих веществ равной 1 моль/л.

Константа скорости реакции зависит от температуры, от природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентрации.

Правило Вант – Гоффа. Повышение температуры ускоряет большинство химических реакций. Согласно эмпирическому правилу Вант- Гоффа при повышении температуры на 10 К скорость многих реакций увеличивается в 2 – 4 раза

где v₂ и v₁ - скорости реакции при температурах Т₂ и Т₁, γ - коэффициент, значение которого для эндотермической реакции выше, чем для экзотермической. Для многих реакций γ лежит в пределах 2 – 4.

При концентрациях реагирующих веществ 1 моль/л скорость реакции численно равна константе скорости k. Правило Вант – Гоффа запишется так:

Уравнение показывает, что константа скорости зависит от температуры так же, как и скорость процесса.

Эти два уравнения можно использовать лишь для ориентировочных расчетов, так как точность их не очень высока.

Катализатор — химическое вещество, ускоряющее реакцию, но не входящее в состав продуктов реакции. Количество катализатора, в отличие от реагентов, после реакции не изменяется. Важно понимать, что катализатор не участвует в реакции. Они обеспечивают более быстрый путь для реакции, катализатор реагирует с исходным веществом, получившееся промежуточное соединение подвергается превращениям и в конце расщепляется на продукт и катализатор. Затем катализатор снова реагирует с исходным веществом, и этот каталитический цикл многократно повторяется.

Ингибиторы- вещества, тормозящие хим. реакции. Ингибирование характерно для каталитич и цепных реакций, которые протекают с участием активных центров или активных частиц. Тормозящее действие обусловлено тем, что ингибитор блокирует активные центры катализатора или реагирует с активными частицами с образованием малоактивных радикалов, не способных продолжать цепь. Ингибиторы вводится в систему в концентрации много меньшей, чем концентрации реагирующих веществ (10^-2-10^-5 моль%).

шведский ученый Аррениус на основании экспериментов вывел уравнение, которое названо его именем

,

где k – константа скорости реакции; А – предэкспоненциальный множитель; е – основание натурального логарифма; Е_а – постоянная, называемая энергией активации, определяемая природой реакции. Значения Е_а для химических реакций лежат в пределах 40 – 400 кДж/ моль.

После логарифмирования уравнение имеет вид

Итак, константа скорости реакции (и скорость) возрастает с увеличением температуры по экспоненциальному закону. В соответствии с уравнением Аррениуса константа скорости реакции уменьшается с ростом энергии активации. Уравнение Аррениуса позволяет рассчитывать константы скорости (и скорости) при различных температурах.

ФАЗОВОЕ РАВНОВЕСИЕ, сосуществование термодинамически равновесных фаз гетерогенной системы. Является одним из основных случаев термодинамического равновесия и включает в себя условия равенства т-ры всех частей системы, равенства давления во всем

объеме системы и равенство хим. потенциалов каждого

компонента во всех фазах системы, что обеспечивает равновесное распределение компонентов между фазами. Число фаз f находящихся одновременно в равновесии,связано с числом компонентов , числом n независимых параметров, определяющих состояние системы (обычно, когда учитывается только влияние т-ры и давления, n= 2), и числом термодинамич. степеней свободы v ур-нием: v = k + 2 -f .

Химическое равновесие — состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямая-обратная реакция равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.

А₂ + В₂ ⇄ 2AB

В соответствии с законом действующих масс состояние равновесной химической системы характеризуется константой равновесия: В выражение константы входят равновесные концентрации веществ, взятые в степенях, равных коэффициентам перед веществом в уравнении реакции.

Константа равновесия отражает глубину протекания процесса. Чем больше величина константы равновесия, тем выше концентрация продуктов реакции в момент равновесия, т.е. тем полнее протекает реакция.

Принцип Ле Шателье говорит о том, что для смещения равновесия вправо нужно, во-первых, повышать давление. Действительно, при повышении давления система будет «сопротивляться» возрастанию концентрации газов – для этого активизируется прямая реакция превращения четырех молекул газа (одной молекулы азота и трех водорода) в две молекулы газообразного аммиака. Во-вторых, необходимо отводить образующееся в реакции теплоту, т.е. понижать температуру. Если температуру повышать, то обратная реакция ускорится в большей степени, поскольку она идет с поглощением теплоты. Однако если охлаждать реактор слишком сильно, то обе реакции замедляются и равновесие устанавливается слишком медленно.

13. Растворы. Классификация растворов (насыщенные, ненасыщенные пересыщенные; концентрированные и разбавленные). Способы выражения концентрации растворов (массовая доля, процентная концентрация, молярность, нормальность и моляльность раствора). Диаграмма состояния воды. Физико-химические (коллигативные) свойства разбавленных растворов неэлектролитов - законы Рауля и Вант-Гоффа. Понятие о веществах – электролитах. Кислоты, соли и основания с точки зрения теории электролитической диссоциации Аррениуса. Сильные и слабые электролиты. Ступенчатая диссоциация кислот и оснований. Количественные характеристики способности веществ к диссоциации – степень и константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Изменение степени диссоциации слабого электролита при введении одноименных ионов или противоионов. Отклонение от законов Рауля и Вант-Гоффа коллигативных свойств разбавленных растворов электролитов. Особенности поведения сильных электролитов в растворах: понятия о меженном взаимодействии, ионной силе раствора, активности ионов и самого электролита.

Насыщенный раствор-раствор , в котором вещество при данной температуре уже не может растворятся, т.е. раствор имеет максимально возможную концентрацию вещества, характеризуется величиной произведение растворимости.

Ненасыщенный раствор-раствор, в котором концентрация растворенного вещества меньше, чем а насыщенном, т.е. можно дополнительно еще растворить вещество.

Перенасыщенный раствор- раствор, содержащий больше растворенного вещества , чем должно быть в насыщенном растворе при данной температуре.

Молярная масса- масса одного моля вещества или масса числа авогадо структурных единиц.

Молярная масса эквивалента- масса одного моля эквивалента вещества.

Вант-Гоффа закон: осмотического давления, определяет давление молекул растворённого вещества на полупроницаемую перепонку, отделяющую раствор от чистого растворителя и непроницаемую для растворённого вещества.

Выражение Р⁰_А–Р_А= ? Р_А = Р⁰_А· N_в количественно выражает связь между концентрацией растворенного вещества в растворе и давлением насыщенного пара растворителя над раствором. Его называют законом Рауля: понижение давления насыщенного пара растворителя А над раствором ?Р_А пропорционально мольной доле растворенного нелетучего вещества ·N_в.

Здесь Р⁰_А и Р_А— давления насыщенного пара растворителя соответственно над чистым растворителем и над раствором; ?Р_А – разность между давлениями насыщенного пара растворителя над растворомР_А и растворителем Р⁰_А. Из выражения закона Рауля следует, что с увеличением содержания нелетучего растворенного компонента давление пара растворителя над раствором уменьшается.

Электролит — вещество, расплав или раствор которого проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы, однако само вещество электрический ток не проводит. Примерами электролитов могут служить растворы кислот, солей и оснований.

Электролиты — проводники второго рода, вещества, которые в растворе (или расплаве) состоят полностью или частично из ионов и обладающие вследствие этого ионной проводимостью.

Шведский физико-химик Сванте Аррениус, исследуя электропроводность водных растворов, высказал предположение, что в таких растворах вещества распадаются на заряженные частицы - ионы, которые могут передвигаться к электродам - отрицательно заряженному катоду и положительно заряженному аноду. Это и есть причина электрического тока в растворах. Данный процесс получил название электролитической диссоциации. Такое название также предполагает, что диссоциация происходит под действием электрического тока. Дальнейшие исследования показали, что это не так: ионы являются только переносчиками зарядов в растворе и существуют в нем независимо от того, проходит через раствор ток или нет.

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

НCl=Н⁺+ Сl^-;

СН₃СООН=Н⁺ + СН₃СОО^-

Основностъ кислоты определяется числом катионов водорода, которые 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, только один, входящий в карбоксильную группу - СООН, способен отщепляться в виде катиона Н⁺, - уксусная кислота одноосновная.

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксидионы.

Например: диссоциация гидратация электролитический раствор

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.д. Двух- и многокислотные основания диссоциируют.

Ca(ОН)₂Са(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. К ним относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома и ряд других веществ. Вода, например, диссоциирует на ионы Н⁺ и ОН ^- (в незначительных количествах):

Н₂O= 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 остатков:

(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^-

Поскольку электролитическая диссоциация - процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с их ионами присутствуют и молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации (обозначается греческой буквой альфа б).

Степень диссоциации - это отношение числа распавшихся на ионы молекул N' к общему числу растворенных молекул N:

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если б = 0, то диссоциация отсутствует, а если б = 1 или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Если же б = 20%, то это означает, что из 100 молекул данного электролита 20 распалось на ионы.

Различные электролиты имеют различную степень диссоциации. Опыт показывает, что она зависит от концентрации электролита и от температуры. С уменьшением концентрации электролита, т.е. при разбавлении его водой, степень диссоциации всегда увеличивается. Как правило, увеличивает степень диссоциации и повышение температуры. По степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабые.

Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая показывает склонность большого объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на маленькие объекты, как например когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль разделяется в водном растворе на ионы. Константа диссоциации обычно обозначается иобратна константе ассоциации. В случае с солями, константу диссоциации иногда называют константой ионизации.

Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора:

Здесь К — константа диссоциации электролита, с — концентрация, λ и λ_∞ — значения эквивалентной электропроводности соответственно при концентрации с и при бесконечном разбавлении. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства

где α — степень диссоциации.

Описанные выше представления составляют основу теории межионного взаимодействия электролитов. Вкратце суть ее состоит в следующем: электростатическое притяжение между ионами существует во всех электролитах, но в слабых электролитах, где число ионов относительно мало и поэтому они находятся далеко друг от друга, оно несущественно. Таким образом, концепция межионного взаимодействия относится главным образом к сильным электролитам. В количественном виде эту концепцию представили П.Дебай и Э.Хюккель в 1923, и она называется теорией Дебая - Хюккеля. Основная ее идея состоит в том, что вследствие электростатического притяжения между положительными и отрицательными ионами вблизи каждого иона находятся главным образом ионы противоположного знака, т.е. ион как бы окружен ионной атмосферой. Суммарный заряд этой атмосферы по абсолютной величине равен заряду центрального иона, но противоположен ему по знаку.

Ионная сила раствора — мера интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе. Полусумма произведений из концентрации всех ионов в растворе на квадрат их заряда. Формула впервые была выведена Льюисом:

,

где c_B — молярные концентрации отдельных ионов (моль/л), z_B заряды ионов

Суммирование проводится по всем типам ионов, присутствующих в растворе. Если в растворе присутствуют два или несколько электролитов, то вычисляется общая суммарная ионная сила раствора.

Например, для раствора NaCl с концентрацией 0,001 моль/л, в котором присутствуют два вида однозарядных ионов Na⁺ и Cl⁻ с концентрациями также равными 0,001 моль/л, ионная сила будет вычисляться следующим образом:

I(NaCl) = 0,5(z²(Na⁺)•c(Na⁺) + z²(Cl⁻)•c(Cl⁻)) = 0,5(1²•c(NaCl) + (-1)²•c(NaCl)) = c(NaCl)

И ионная сила соответственно будет равна концентрации раствора:

I = 0.5(1²•0,001 моль/л + (-1)²•0,001 моль/л) = 0.5(0,001 моль/л + 0,001 моль/л) = 0,001 моль/л

Это верно для раствора любого сильного электролита, состоящего из однозарядных ионов. Для электролитов, в которых присутствуют многозарядные ионы, ионная сила обычно превышает молярность раствора.

Ионная сила раствора имеет большое значение в теории сильных электролитов Дебая — Хюккеля. Основное уравнение этой теории (предельный закон Дебая — Хюккеля) показывает связь между коэффициентом активности иона ze и ионной силы раствора I в виде:

,

где γ — коэффициент активности, А — постоянная, не зависящая от заряда иона и ионной силы раствора, но зависящая от диэлектрической постоянной растворителя и температуры.

Различают активность электролита и активность ионов. Для любого электролита процесс диссоциации можно записать следующим образом:

,
n где ₊ nи _– — количество ионов А с зарядом z+ и ионов B c зарядом z–, на которые распадается исходная частица. Например, при диссоциации хлорида бария: