Амфотерность. Водородный показатель. Понятие об индикаторах. Кислотно-основное титрование. Буферные растворы.

Соединения, молекулы которых способны при одних и тех же условиях отщеплять и ион Н и ион гидроксила ОН, наз. амфотерными. К ним относятся переходные Ме, а также Be,Al,Pb,Sn и др.

Zn(OH)₂⁺ HCl=ZnCl₂+2H₂O

Zn(OH)₂+2NaOH=Na₂ZnO₂+2H₂O

Водородный показатель (рН) – это десятичный логарифм концентрации водородный ионов, взятый с обратным знаком.

Нейтральная	[H+]=[OH-];	[H+] =10-7	pH = 7
Кислая среда	[H+]>[OH-];	[H+] >10-7	pH < 7
Основная среда	[H+]=[OH-];	[H+] =10-7	pH > 7

Индикаторы – специальный реактив, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода.

Название индикатора	Цвет индикатора в различных средах
в кислой	в нейтральной	в щелочной
Метиловый оранжевый   Метиловый красный   Фенолофталеин     Лакмус	Красный(pH<3,1 )     Красный (pH<4,2)     Бесцветный (pH<8)     Красный (pH<5)	Оранжевый (3,1<pH<4,4)   Оранжевый (4,2<ph<6,3)   Бледно-малиновый (8<pH<9,8)   Фиолетовый (5<pH<8)	Желтый (ph>4,4)   Желтый (pH>6,3 )   Малиновый (pH>9,8)   Синий (pH>8)

Буферные растворы – те рас-ры, рН к-ых остается постоянным при разбавлении р-ра или при добавлении сильной к-ты или щёлочи небольшое кол-во. Кислотные буферы – р-р слабой к-ты и соли этой к-ты. [Н⁺] (кислотный буфер) = К_дисс [конц. кислоты]/ [конц. соли]

Основные буферы – р-ры слабого основания и соли этого основания.

Буферное действие – сво-во р-ов сохранять неизменным [Н⁺] при добавлении небольшого кол-ва кис-т или щелочей

Буферная емкость – предельное кол-во сильной к-ты или щелочи, к-ые нужно добавить в 1 л р-ра, стоюы изменить величину рН на 1 единицу.

Билет 28.

1. Ковалентая связь. Основные положения метода молекулярных орбиталей.

Ковалентная связь- хим. связь между двумя атомами, осуществляемая общей для этих атомов парой электронов. Неполярная (между атомами неметаллов с одинаковой элеткроотрицательностью) полярная (между атомами неметаллов с разной электроотрицательностью). Связь становится полярной когда один из атомов перетягивает к себе общую эл пару.

Свойства ковалентной связ:1)ковалентная связь насыщенная, это значит что между атомами ограниченное число связей; 2)Связь направлена по оси ох, оу, оz;(Направленность связи. Образование ковалентной связи взывается перекрыванием электронных облаков взаимодействующих атомов. Но такое перекрывание возможно только при определенной взаимной ориентации электронных облаков; при этом область перекрывания располоагется в определенном направлении по отношению к взаимодействующим атомам.) 3)Связь поляризуемая - деформируется во внешнем эл.поле.

Ковалентные соединения

Газообразные, жидкие или тв в-ва с низкой температурой плавления <300*С; многие не растворяются в полярных растворителях, большиноство растворимы в неполярных растворителях; р-ры и р-вы не проводят электричество.

Исходные положения метода МО: 1)вся молекула рассматривается как единое це-лое, состоящее из ядер (бывших атомов) и электронов (ранее принадлежавших ато-му); 2)все эл. являются общими для всех ядер, то есть хим.связи являются много-центровыми и каждая связь простирается между всеми ядрами в той или иной сте-пени. Таким образом с точки зрения мето-да МО двух центровая связь представляет собой частный случай многоцентровой хим.связи. 3) Состояние эл. в молекуле описывается с решением соответствуешего уравнения Шреденгера для молекулярной системы.4) у каждой МО своя энергия. 5) энергия МО будет наименьшей если атомное облако перекрыавются максимально.

МО бывают трех типов:связывающие(образуются в результате перекрывания ат.орбиталей двух соседних атомов), несвязывающие, разрыхляющие.

Метод молекулярных орбиталей используется для описания ковалентной связи. Молекулярная обиталь – алгебраическая сумма (линейная комбинация) атомных обиталей.

2.Цепные реакции

3. Кислоты и основания. Кислотно-основные свойтсва по Аррениусу, Бренстеду-Лоури и Льюису.

Теория Аррениуса: Кислоты- электролиты, при дисс-ции (ионизации) к-ых образуются катионы водорода (протоны) и анионы кис-го остатка. H_nK = nH⁺ + K^n- Примеры: HCl = H⁺ + Cl^-

Важно: Следует отметить, что многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато!

Основания- электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металла (или аммония) и гидроксид-анионы. Me(OH)_n = Meⁿ⁺ + nOH^- Примеры: NaOH = Na⁺ + OH^- Важно: Многокислотные основания так же как многоосновные кислоты диссоциируют ступечато!

Вывод: согласно теории Аррениуса кислотные свойства обусловлены отдачей молекулой вещества протонов, а основные свойства отдачей гидроксо-анионов. Взаимодействие кислоты и основания при этом сводится к связывании протонов и гидроксо-анионов в молекулы воды. H⁺ + OH^- = H₂O

Теория Бренстеда-Лоури (протонная теория, теория сопряженных кислот-оснований

Кислоты- вещества, способные отщеплять протоны. Основания- вещества, способные принимать протоны.

При взаимодействии кислоты и основания, кислота отдаёт свои протоны, а основание их принимает (связывает). При этом кислота переходит в сопряжённое её основание (более слабое), а основание переходит в сопряжённую ему кислоту (более слабую).

Кислота + Основание = Сопряжённая кислота + Сопряжённое основание

HCl + H₂O = H₃O + Cl^-

кис-та основание сопряж. кис-та сопряж. основание

Теория Льюиса (Электронная Теория Кислот-Оснований) Кислота- вещество, способное принять электронную пару с образованием ковалентной связи (акцептор неподелённой электронной пары, кислота Льюиса). Основание- вещество, способное предоставить электронную пару для образования ковалентной связи (донор неподелённой электронной пары, основание Льюиса).

Взаим-ие кислоты с основанием сводится к перераспределению между ними электронных пар.

К примеру протон является кислотой, поскольку ему не хватает электронов и требуется электронная пара для образования устойчивой электронной оболочки.

Аммиак является основанием, так как на атоме азота имеется неподелённая электронная пара.

Билет 30