Дисоціація кислот, лугів і солей
За допомогою теорії електролітичноїдисоціації дають визначення і описують властивості кислот, основ і солей.
Кислотами називаються електроліти, при дисоціації яких в якості катіонів утворюються тільки катіони водню
НРО 2 4 Н + PО З - 4 (третій ступінь)
Дисоціація багатоосновної кислоти протікає головним чином попервах ступені, в меншій мірі по другій і лише в
незначній мірі по третій. Тому в водному розчині, наприклад, фосфорної кислоти поряд з молекулами Н3 РО4 є іони (в послідовно зменшуються кількостях) Н2 РВ 2 4. НРО 2 4 і РВ 3 4.
Підставами називаються електроліти, при дисоціації яких в якості аніонів утворюються тільки гідроксид-іони.
Наприклад: KOH K + + OH -; NH4 OH NH + 4 + OH -
Підстави, розчинні у воді називаються лугами. Їх не багато. Це підстави лужних і лужноземельних металів: LiOH, NaОН, КОН, RbОН, СsОН, FrОН і Са (ОН) 2. Sr (ВІН) 2. Ва (ОН) 2. R а (ОН) 2. а також NН4 ОН.Большінство підстав у воді малораство-римо.
Кислотність підстави визначається числом його гідроксильних груп (гидроксогрупп). Наприклад, NН4 ОН - однокіслотное підставу, Са (ОН) 2 - двухкіслотное, Fе (ОН) 3 трехкіслотное і т.дДвух імногокіслотние підстави диссоциируют східчасто
Ca (ОН) 2 Са (ОН) + + OH - (перший ступінь)
Ca (OH) + Ca 2+ + OH - (другий ступінь)
Однак є електроліти, які при дисоціації одночасним-аме утворюють катіони водню, і гідроксид-іони. Ці електролітів-ти називаються амфотерними або амфоліти. До них відносяться вода, гідроксиди цинку, алюмінію, хрому і ряд інших речовин. Вода, наприклад, дисоціює на іони Н + і ОН -: ПрімерН2 O Н + + ОН -
Отже, у неї в рівній мірі виражені і кислотні властивості, обумовлені наявністю катіонів водню Н +. і лужні властивості, обумовлені наявністю іонів ОН -.
Дисоціацію амфотерного гідроксиду цинку Zn (ОН) 2 можна Вира-зить рівнянням
Солями називаються електроліти, при дисоціації яких утворюються катіони металів а також катіон амонію (NH + 4) і аніони кислотних остатковНапрімер: (NH4) 2 SO4 2NH + 4 + SO 2 4; Na3 PO4 3Na + + PO 3 4
Так диссоциируют середні солі. Кислі ж і основні солі дисоціюють ступінчасто. У кислих солей спочатку отщепляются іони металів, а потім катіони водню. Наприклад: KHSO4 K + + HSO - 4
У основних солей спочатку отщепляются кислотні залишки, а потім гідроксид-іони.
Mg (OH) Cl Mg (OH) + + Cl -
Mg (OH) + Mg 2+ + OH -
НCl Н + + Cl -; СН3 СООН Н + + СН 3 СОО -
Основност' кислоти визначається числом катіонів водню, другі утворюються при дисоціації. Так, НCl, HNO3 - одноосновні кислоти - утворюється один катіон водню; Н2 S, Н2 СО3. Н2 SO4 - двохосновні, а Н3 РО4. Н3 АsО4 - триосновні, так як утворюються відповідно два і три катіона водню. З чотирьох атомів водню, що містяться в молекулі оцтової кислоти СН 3 СООН, толькоодін, що входить в карбоксильну групу - СООН, здатний отщеп-ляться у вигляді катіона Н +. - оцтова кислота одноосновная.
Дво- і багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто (поступово).
35) Дисоціація води і водневий показник:
Чиста вода, хоч і погано (в порівнянні з розчинами електролітів), але може проводити електричний струм. Це викликано здатністю молекули води розпадатися (диссоциировать) на два іона які і є провідниками електричного струму в чистій воді (нижче під дисоціацією мається на увазі електролітична дисоціація - розпад на іони):
Приблизно на 556 000 000 НЕ дисоційованому молекул води дисоціює тільки 1 молекула, проте це 60 000 000 000 дисоційованому молекул в 1мм 3. Дисоціація оборотна, тобто іони H + і OH - можуть знову утворити молекулу води. В результаті настає динамічна рівновага при якому кількість розпалися молекул дорівнює кількості утворилися з H + і OH - іонів. Іншими словами швидкості обох процесів дорівнюватимуть. Для нашого випадку, рівняння швидкості хімічної реакції можна написати так:
де # 965; - швидкість реакції; # 954; - константа швидкості реакції (що залежить від природи реагуючих речовин і температури); [H2 O]. [H +] і [HO -] - концентрації (моль / л).
Водневий показник. pH (лат. pondus H ydrogenii - «вага водню», вимовляється «пе аш») - міра активності (в дуже розведених розчинах вона еквівалентна концентрації) іонів водню в розчині, кількісно виражає його кислотність. Дорівнює по модулю і протилежний за знаком десятічномулогаріфму активності водневих іонів, вираженої в молях на один літр:
Це поняття було введено в 1909 році датським хіміком Сёренсеном. Показник називається pH, за першими літерами латинських слів potentiahydrogeni - сила водню, або pondushydrogeni - вага водню. Взагалі в хімії поєднанням pX прийнято позначати величину, рівну -lg X. а буква H в даному випадку позначає концентраціюіонов водню (H +), або, точніше, термодинамічну активність Гидроксоній-іонів.
У чистій воді при 22 ° C концентрації іонів водню ([H +]) і гідроксид-іонів ([OH -]) однакові і складають 10 -7 моль / л, це безпосередньо випливає з определеніяіонного твори води, що дорівнює [H +] · [OH -] і становить 10 -14 моль² / л² (при 25 ° C).
Для зручності подання, щоб позбутися від негативного показника ступеня, замість концентрацій іонів водню користуються їх десятковим логарифмом, узятим зі зворотним знаком, який власне і є водневим показником - pH.
36) Твір розчинності:
Твір розчинності (ПР, Ksp) - твір концентрацій іонів малорастворимого електроліту в його насиченому розчині при постійній температурі і давленіі.Проізведеніе розчинності - величина постійна.
При постійній температурі в насичених водних розчинах малорозчинних електролітів встановлюється рівновага між твердою речовиною і іонами, що утворюють цю речовину. Наприклад, в разі для CaCO3 це рівновагу можна записати у вигляді:
Константа цієї рівноваги розраховується за рівнянням:
У наближенні ідеального розчину з урахуванням того, що активність чистого компонента дорівнює одиниці, рівняння спрощується до вираження:
Константа рівноваги такого процесу називається твором розчинності.
У загальному вигляді, твір розчинності для речовини з формулою Am Bn. яке дисоціює на m катіонів A n + і n аніонів B m-. розраховується за рівнянням:
де [A n +] і [B m-] - рівноважні молярні концентрації іонів, що утворюються при електролітичноїдисоціації.
З творів розчинності і відносини числа катіонів до анионам (m / n) можна розрахувати концентрації катіонів та аніонів в розчині малорастворимого електроліту. Значення творів розчинності наведені в довідниках.
37) Гідроліз солей. Види гідролізу:
Гідроліз (від грец. Hydro - вода і lysis - розкладання) - взаємодія речовин з водою з утворенням різних сполук (кислот, підстав і ін.). Гідролізу піддаються з'єднання різних класів: солі, вуглеводи, білки, складні ефіри, жири та ін.
гідроліз солей
Взаємодія іонів солі з водою, що приводить до утворення молекул слабкого електроліту, називають гідролізом солей.
Розрізняють декілька варіантів гідролізу солей:
1. Гідроліз солі слабкої кислоти і сильної основи:
Na2CO3 + Н2О = NaHCO3 + NaOH
CO32- + H2O = HCO3- + OН-
(Розчин має лужну реакцію, реакція протікає оборотно)
2. Гідроліз солі сильної кислоти і слабкої основи:
СuСl2 + Н2О = CuOHCl + HCl
Cu2 + + Н2О = CuOH + + Н +
(Розчин має кислу реакцію, реакція протікає оборотно)
3. Гідроліз солі слабкої кислоти і слабкої основи:
Al2S3 + 6H2O = 2Al (OН) 3 + 3H2S
2Аl3 + + 3S2- + 6Н2О = 2Аl (OН) 3 + ЗН2S
(Гідроліз в цьому випадку протікає практично повністю, так як обидва продукти гідролізу йдуть зі сфери реакції у вигляді осаду або газу).
Сіль сильної кислоти і сильного підстави не піддається гідролізу, і розчин нейтральний.
38) Окислювально - відновні реакції, їх класифікація:
Окислювально-восстановітельниереакціі. також редокс (англ. redox. від reduction-ox idation - відновлення-окиснення) - це зустрічно-параллельниехіміческіе реакції, що протікають зі зміною ступенів окислення атомів, що входять до складу реагуючих речовин (або іонів речовин), що реалізується шляхом перерозподілу електронів між атомом-окислювачем (акцептором) і атомом-відновником (донором).