Теория электролитич-й диссоц-и

Электролиты- в-ва,водн. растворы и расплавы кот. проводят электрич. ток.Их электропроводность зависит от концентрации.Исследуя р-ры электролитов,Аррениус показал,что электролиты в р-рах распадаются на ионы.

Электролитич. диссоциация-это распад электролита на ионы под действием м-л растворителя.

Опыт показыв.,что не все электролиты полностью диссоциируют на ионы,часть м-л остается недиссоциируемой.Между ионами и непродиссоциировавшими -лами в р-ре устанавливается динамич. равновесие.С колличественной стороны процесс диссоциации хар-ся степенью диссоциации а(альфа) и К(константой степени диссоциации).Альфа показывает отношение числа продиссоциировавших м-л к общ. числу растворенных м-л.

Основания. Название "основание" первоначально было отнесено к вещ-вам, кот.в реакциях с кис-тами образуют соли. К основаниям принадлежат гидроксиды многих металлов.
Прим: NaOH - гидроксид натрия, KOH - гидроксид калия, Ca(OH)2 - гидроксид кальция.
Основания, кот.хорошо растворяются в воде, назыв. щелочами. К ним относятся гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов. С точки зрения ТЭД основания-это вещ-ва, диссоциирующие в водном р-ре с образованием анионов одного вида - гидроксид - ионов ОН^-.
В общем виде уравнение электролитич. диссоциации основания имеет вид:
Основание -> Катион основания + Гидроксид-ион

NaOH Na++ OH- Ba(OH)2 Ba2++ 2OH- NH3·H2O NH4++ OH-

Кислоты.Кис-ты исторически получили своё название из-за кислого вкуса водн. р-ров таких вещ-в, как хлороводород или уксусная кислота. С точки зрения ТЭД кислоты-это вещ-ва, диссоц. в водн. р-ре с образованием катионов одного вида - катионов водорода Н⁺.
В общ.виде ур-ние электролитич. диссоциации кислоты имеет вид:
Кислота -> Катион водорода + Анион кислотного остатка

H2SO4 2H+ + SO42- CH3COOH H+ = CH3COO-

Соли. С точки зрения ТЭД соли - это вещ-ва, кот.в водном р-ре диссоциируют с образованием катионов основания и анионов кислотного остатка.
В общ.виде ур-ние электролитич. диссоциации солей имеет следующий вид:
Соль -> Катион основания + Анион кислотного остатка

BaCl2 Ba2+ + 2Cl- K2CO3 K+ + CO32- 18. Слабые электролиты Слабые электролиты-со степенью диссоциации <3.К ним относятся слаб. кис-ты(H2CO3,HCN,HSCN,CH3COOH),слаб. основания и некоторые соли.Cлаб. электролиты диссоциируют незначительно, и между ионами и непродиссоциировавшими м-лами устанавливается динамич. равновесие.Можно применить ЗДМ и написать константу равновесия,кот назыв. константой диссоциации.Слаб. многоосновн. кис-ты диссоциируют ступенчато и каждая ступень характеризуетя своей Кд. I ступень: H2SO4 ↔ H+ + HSO4¯ II ступень: HSO4¯ ↔ H+ + SO42– Слабыеоснования:гидроксиды d-элементов,амфотерныегидроксиды,NH4OH,Mg(OH)2,CU(OH)2,Cr(OH)3. Слабые электролиты диссоциируют ступенчато.Для каждой ступени своя Кд. I ступень: Mg(OH)2 ↔ MgOH+ + OH¯ II ступень: MgOH+ ↔ Mg2+ + OH¯ Влияние одноименного иона на диссоциацию слабого электролита: Одноименными называются ионы,кот входят в состав данного элемента Если к р-ру слаб. эл-та уксусной кислоты прибавить ее соль ацетат натрия,то при этом вводится одноименный ион CH3COO CH3COONACH3COO+Na При введении одноименных ионов в -р слаб. эл-та его диссоциация уменьшается.

Вопрос 20

Ионное произведение воды.

K_В=[Н⁺][ОН⁻]= 10⁻¹⁴ при 25ᵒС

Это произведение концентрации ионов водорода и гидроксильных групп. Величина постоянная const=10⁻¹⁴ при 25ᵒС

Т.к. К_В(константа воды)≠0, то в любом водном р-ре есть ионы [Н⁺]≠0, [ОН⁻]≠0.

В кислой среде: [H⁺]>[OH⁻] , [H⁺]>10⁻⁷ моль-ионов/литр

В нейтральной среде: [H⁺]=[OH⁻] =√10⁻⁴=10⁻⁷ м-и/л

В щелочной среде: [H⁺]<[OH⁻] [H⁺]<10⁻⁷

Водородный показатель.pH= -lg[H⁺], [H⁺]=10⁻ ᵖᴴ . В.п – это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода.

Гидроксильный показатель.pОH= -lg[ОH⁻] [ОH⁻]= 10⁻ᵖᴼᴴ.

Для сильных электролитов более правильно писать pH=-lgaᴴ⁺

Активность аᴴ⁺=fᴴ⁺•Cᴴ⁺

f – коэффициент активности, учитывает все силы взаимодействия между ионом в растворе .чем сильнее взаимодействие, тем меньше коэффициент активности f<1.

Вопрос №22г

Амфотерные оксиды – это оксиды, которым соответствуют амфотерные гидроксиды. Амфотерные оксиды – оксиды металлов в с. о. атомов +3, +4, а также BeO, ZnO, PbO, SnO и некоторые другие. Амфотерные оксиды могут проявлять и кислотные, и основные свойства в зависимости от веществ, с которыми они взаимодействуют. С кислотами и кислотными оксидами амфотерн. оксиды проявл.св-ва основн.оксидов, а с основаниями и основными оксидами – cв-ва кислотн.оксидов. Однако не у всех амфотерных оксидов кислотн. и основные св-ва выражены в одинаковой мере. Например, у оксида мышьяка(III) кислотные свойства преобладают над основными, а у оксида сурьмы(III) основные свойства преобладают над кислотными.

Амфотерные оксиды с водой не взаимодействуют, например:

+ ≠

Амфотерные оксиды при взаимодействии с кис-тами проявл. св-ва основн. оксидов, образуя соль и воду, например:

+ = +

При избытке многоосновной кис-ты образуется кислая соль, например:

+ (изб.)=

При избытке оксида образуется основная соль, например:

ZnO (изб.) + HCl = ZnOHCl.

Двойные оксиды образуют две соли, например:

Fe

Например:

Амфотерн. оксиды при взаимодействии со щелочами проявл.св-ва кислотн. оксидов.

Состав продуктов реакции зависит от условий реакции. При сплавлении образуется средняя соль и вода, в р-ре – комплексная соль, например:

ZnO + 2NaOH (тв.)

ZnO + 2NaOH +

Оксид алюминия при взаимодействии со щелочью в зависимости от ее концентрации образует одну из двух комплексных солей – с четырьмя и шестью ОН-группами(Na и N )

Оксиды взаимодействуют со щелочами только при сплавлении. С нерастворимыми основаниями амфотерные оксиды не взаимодействуют.

Например:

Гидратные формы амфотерных оксидов получают косвенно, например, из солей:

H2SiO3 → SiO2 + H2O

23 вопрос

Гидролиз солей.

Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц.

Сущность гидролиза сост. в ом,что в рез-те обменна ионов соли с мол-лами воды происх смещение равновесия электролитич.диссоциации воды,и в рез-те накаплив.избыток тонов Н или ОН.

Согласно ТЭД все соли,как правило,сильн.электролиты,т.е.в водн.р-ре полностью диссоц.на ионы. «Все ионы в р-ре окружены м-лами воды,кот.образуют гидратную оболочку»(по теории Каблукова). Со своей гидратной оболочкой ионы взаимодействуют по-разному: анионы слаб.кис-т связаны с волой Н-связью.Если это анионы слаб.к-ты,то они могут «оторвать» и присоед. к себе ион Н. При этом образуется слаб.к-та или кисл.анион. Анионы сильн.к-т с водой не взаимодействуют.

Катионы связаны с м-лами воды донорно-акцепторной связью. Такое взаимодействие тем сильнее, чем больше заряд катиона и чем меньше его размер. Катионы, образующ.слаб.основания,будут взаимодействовать с мол-лами воды,притягивая к себе ОН. При этом образ. слаб.основаниеили гидроксокатион.Катионы сильн.оснований с водой не взаимодейств.,т.к. сильн.основания полностью диссоциированы в р-ре.

Степень гидролиза –отношение кол-ва соли,подвергшиеся гидролизу общему кол-ву соли в р-ре. (h)

При разбавлении р-ров солей и нагревании гидролиз усиливается. Степень гидролиза для солей,образован. слаб.к-той и сильн.основанием или сильной к-той и слаб.основанием невелика(~1%). Если в рез-те гидролиза накаплив. ионы Н,то чтобы подавить гидролиз, надо добавить к-ту, а чтобы усилить – основание. Если в резте гидролиза накаплив.ионы ОН, то чтобы подавить гидролиз надо добав. основание, чтобы усилить – к-ту.

Вопрос.

Реакции между электролитами в р-ре – это реакции между ионами, или ионные реакции. Реакция обмена между электролитами в р-ре возможна, т.е. практически необратима, если один из продуктов уходит из сферы реакции: выпадает в осадок, выделяется в виде газа или явл. малодиссоциированным соединением. Ионные реакции записыв. с помощью ионно-молекулярных ур-ний(полных и сокращенных). При этом слаб. электролиты, практич. нерастворимые в-ва, неэлектролиты(простые в-ва, оксиды, газообразные в-ва) необходимо записывать в молекулярной, а сильные электролиты – в ионной форме. Сумма электрич. зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме электрич. зарядов правой части.

Многочислен.ионообменные реакции в р-рах электролитов, кот. протекают необратимо, можно разбить на 4 типа:

1. Реакции с образованием осадков:

AgNO₃ +HCl=AgCl ↓+HNO₃

Ag⁺ + NO₃⁻ + H⁺ + Cl⁻ = AgCl ↓+ H⁺ + NO₃⁻

Ag⁺ + Cl⁻ = AgCl↓

2. Реакции с образованием газообразных малорастворимых веществ:

Na₂CO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + CO₂↑ +H₂O

2Na⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + SO₄^2- → 2Na⁺ + SO₄^2- + CO₂↑ + H₂O

CO₃^2- + 2H⁺ → CO₂↑ + H₂O

3. Реакции с образованием малодиссоциирующих в-в(слабых электролитов):

HCl + KOH → KCl + H₂O

H⁺ + Cl^- + K⁺ +OH^-→K⁺ +Cl^- + H₂O

H⁺+OH^-→H₂O

4. Реакции с образованием комплексных соединений(ионов):

CuSO₄*5H₂O+4NH₃ = [Cu(NH₃)₄]SO₄+5H₂O

[Cu(H₂O)₄]²⁺+SO₄^2-+ H₂O+4NH₃ = [Cu(NH₃)₄]²⁺+ SO₄^2-+5H₂O

[Cu(H₂O)₄]²⁺+4NH₃ = = [Cu(NH₃)₄]²⁺+4H₂O

Таким образом, реакции обмена в р-рах электролитов практич. протекают необратимо в сторону образования осадков(малорастворимых в-в), газов(летучих в-в), слабых электролитов(малодиссоциирующих соединений) и комплексных ионов(в-в).

Реакции нейтрализации- обменные реакции взаимодействия к-т и оснований, в рез-те кот.образуются соль и вода.

При нейтрализации фиксир. св-ва к-т, такие, как изменение под их воздействием окраски некот. растворим. красителей-индикаторов (напр.,фиолетового лакмуса — в красный цвет),каталитич.действие на некот.хим.реакции (напр., инверсиясахаров), растворяющее действие на активн.металлы (Mg, Zn и др.), карбонаты и некот. др. малорастворим. соединения, кисл. вкус водных р-ров, а также потеря всех этих св-в при реакциях с основаниями.

Рассмотрим различные типы реакций нейтрализации.

1. Нейтрализация сильного основания сильной кис-той:

КОН + HNO3 – KNO3 + Н2O .

Молекулярно-ионное уравнение такой реакции Н+ + OН- → Н2O

и отрицательное знач. энергии Гиббса ΔG° показыв., что равновесие практич. смещено в сторону образования воды.

Общим случаем реакции нейтрализации явл. взаимодействие кис-т и оснований, различающихся по силе (степени диссоциации). Эти реакции не доходят до конца вследствие протекания обратной реакции гидролиза соли.

2. Нейтрализация слабой кислоты сильн. основанием:

или в молекулярно-ионном виде:

В данном случае реакция нейтрализации обратима. Обратима и реакция нейтрализации слабого основания сильн.кис-той:

или в молекулярно-ионном виде:

а также – слабого основания слабой кис-той:

или в молекулярно-ионном виде:

В данных системах равновесие сильно смещено вправо, т.к. вода значительно более слабый электролит, чем синильная к-та, аммиак и уксусная к-та.

Окислители и восстановители

Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции (ОВР) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих в-в, реализующихся путём перераспределения е между атомом-окислителем и атомом-восстановителем. В процессе ОВР восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая ОВР представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.

Окисление

Окисление - процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления.

При окислении в-ва в рез-те отдачи электронов увеличив.его степень окисления. Атомы окисляемого в-ва назыв. донорами, а атомы окислителя — акцепторами. В некот.случаях при окислении м-ла исходн. в-ва может стать нестабильной и распасться на более стабильн.и более мелк.составные части.При этом некот. из атомов получившихся м-л имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходн. м-ле. Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительн. св-ва, превращаясь в сопряжённый восстановитель:

окислитель + e− ↔ сопряжённый восстановитель.

Восстановление

Восстановление - процесс присоединения электронов атомом в-ва, при этом его степень окисления понижается.При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит пониж.степени окисления эл-та. Прим.: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи Н, углерода, др.в-в; восстановление органич. к-т в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др.

Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные св-ва, превращаясь в сопряжённый окислитель:

восстановитель — e− ↔ сопряжённый окислитель.

Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.

Существует три типа ОВР:

1) Реакции МЕЖМОЛЕКУЛЯРНОГО окисления-восстановления (когда окислитель и восстановитель – разные в-ва);

2) Реакции ДИСПРОПОРЦИОНИРОВАНИЯ (когда окислителем и восстановителем может служить одно и то же в-во);

3) Реакции ВНУТРИМОЛЕКУЛЯРНОГО окисления-восстановления (когда одна часть молекулы выступает в роли окислителя, а другая – в роли восстановителя).

Примеры