Сила электролитов. Степень и константа диссоциации
Силу электролитов можно охарактеризовать с помощью степени диссоциации.
Степень диссоциации электролита α- это отношение числа диссоциированных молекул к общему числу молекул растворенного вещ-ва. α=nдисс / Nобщилиα=nдисс / Nобщ * 100٪
Степень диссоциации зависит от температуры и концентрации раствора: при повышении температуры и понижении концентрации Ст. диссоциации возрастает. Степень диссоциации электролитов изменяется в пределах 0< α ≤1( значение α=0 относится к неэлектролитам). α ˃ 0,3 (30٪) – сильные электролиты(полностью распадаются на ионы) хорошо растворимые щёлочи, соли, кислоты α ˃ 0,03 (3٪ ) – слабые электролиты
для слабых элект. процесс дисс. описывается константой диссоц.
Константа диссоциации- отношение произведения концентраций ионов в растворе к концентрации недиссоциированных ионов.
ОСНОВАНИЯ, КИСЛОТЫ И СОЛИ В ТЕОРИИ Э.Д.
Основания. К основаниям принадлежат гидроксиды многих металлов. NaOH - гидроксид натрия (едкий натр), KOH - гидроксид калия (едкое кали), Ca(OH)2 - гидроксид кальция (гашёная известь). Основания, которые хорошо растворяются в воде, называются щелочами, к ним относятся гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов.
С точки зрения теории электр. дисс. основания – это электролит, при диссоциации которого образуются гидроксид – анион (ОН-). Многокислотные основания диссоциирут ступенчато имеет вид: Основание → Катион металла+ Гидроксид – ион
Ba(OH)2 ˂—˃BaOH++OH-
BaOH˂—˃ Ba2++ OH-
Кислоты. - это электролит, при диссоциации которого образуются катионы водорода Н+. Многоосновные кислоты диссоциирут ступенчато имеет вид:
Кислота → Катион водорода + Анион кислотного остатка H2SO4 ˂—˃ H+ + HSO4-
HSO4˂—˃ H+ + SO42-
Соли - это электролит, при диссоциации которого образуются катионы металлов и анионы кислотного остатка. Уравнение э. дисс. солей имеет вид:
Соль → Катион металла + Анион кислотного остатка BaCl2˂—˃ Ba2+ + 2Cl-
K2CO3 ˂—˃ K+ + CO32-
Вопрос 35
Ионные произведения воды. рН.
Кw= H+ = OH- = 10-14 (ионное произведение воды)Пример: H+ =10-3
рН = - lg ((H+ ) OH- -? OH =10-14
рН-это логарифм концентрации протонов (H+ ) рН.˃7 – щелочная;
рН = 7- нейтральная; рН = 3- кислая
Вопрос 36
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ. Степень и константа гидролиза
Гидролиз солей - взаимодейтсвие солей с водой, приводящее к образованию слабого электролита. Все соли делятся на 4 класса:
1.соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой – гидролизу не подвергается.
2.соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой (К2С03, Na2S — гидролиз по аниону); Na2CO3+H2O = NaHCO3+NaOH
2Na++CO32-+ H++OH-= Na++ OH-+ Na++ H+CO3-
CO32-+H2O = HCO3-+OH- Реакция среды - щелочная
3.соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой— гидролиз по катиону);
CuCl2+H2O˂—˃ HCl+CuOHCl Образуется слабодиссоциируемый катион CuOH+.
Cu2++ 2Cl-+H++OH- ˂—˃ H++ Cl-+ CuOH+ + Cl-
Cu2++HOH = CuOH++H+ в растворе накапливается H+ ионы => Среда кислая
4. соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой - гидролиз по катиону и по аниону. Полный гидролиз Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑
Данная реакция гидролиза необратима, т.к. образуется осадок и выделяется сероводород
Гидролиз усиливается
а) при нагревании раствора ( гидролиз обычно эндотермический процесс )
б) при разбавлении раствора водой
Степень гидролиза: h=nгидрол / Nобщ
константа гидролиза: 1 класс К2 = Кw (10-14) /Кg кислоты
2 класс К2 = Кw (10-14) /Кg основания
3 класс К2 = Кw (10-14) /Кg кислоты - Кg основания
вопрос 37
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ. Классификация.
Окислительно-восстановительные реакции — это реакции, которые протекают с изменением степеней окисления элементов.
Окисление — это процесс отдачи электронов: степень окисления при этом повышается.
Эл 0-ne =Эл+n или Эл n + -me =Эл(+n+m) или Эл n - -me =Эл(-n+m) Na- - lе. —> Na3.
Восстановление—это процесс присоединения электронов: степень окисления при этом повышается.Сl0+ 1е —>Сl-.
Эл 0-ne =Эл-n или Эл n + + me =Эл(+n-m) или Эл n - +me =Эл(-n-m)
Окислитель— атом или ион, который принимает электроны. Окислитель в химической реакции - восстанавливается.
Восстановитель - атом или ион, который отдает электроны. Восстановитель в химической реакции всегда окисляется
Восстановитель – е ˂—˃ Окислитель
Окислитель + е ˂—˃Восстановитель
Классификация окислительно-восстановительных реакций
Межмолекулярные - Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах; вещ-ва могут быть как простыми, так и сложными.
S0 + O20 = S+4O2-2
S - восстановитель; O2 - окислитель
Вопрос 44