Билет 21) Произведение растворимости солей.

Растворение твёрдого тела в воде прекращается, когда получается насыщенный раствор, т. е. когда между растворяемым веществом и находящимися в растворе молекулами того же вещества установится равновесие.

При растворении электролита, например соли, в раствор переходят не молекулы, а ионы, следовательно и равновесие в насыщенном растворе устанавливается между твёрдой солью и перешедшими в раствор ионами.

\\\ионы 2+, 2-\\

Константа равновесия выражается уравнением:

Знаменатель дроби - концентрация твёрдой соли — представляет собой постоянную величину, которую можно внести в константу. Получим:

Таким образом получаем, что в насыщенном растворе электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной температуре. Эта величина количественно характеризует способность электролита растворяться, её называют произведением растворимости, и обозначают ПР.

Заменив K' на ПР получим:

Произведение растворимости, вычисленное без учёта коэффициентов активности, является постоянной величиной только для малорастворимых электролитов. Это обьясняется тем, что коэффициенты активности близки к единице только в очень разбавленных растворах.

1 условие выпадения осадка

2 условие когда осадок будет растворяться

Билет 22) Гидролиз солей. Типичные случаи гидролиза солей. Степень гидролиза. Константа гидролиза.

Гидролиз — это взаимодействи растворённой соли с водой, что приводит к изменению pH среды.

Гидролиз это разновидность ионно-обменной реакции.

Гидролиз - это, как правило, обратимый процесс.

Гидролизу подвергаются соли, образованные:

1) слабой кислотой и слабым основанием

2) сильным основанием и слабой кислотой (щелочная р-я(образование ОН))

3) слабым основанием и сильной кислотой (кислая р-я(образование Н))

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой гидролизу не подвергаются. (Диссоциация молекул воды на ионы протекает в ничтожно малой степени).

Гидролизу подвергается не всё количество находящейя в растворе соли, а только часть её. Иначе говоря, в растворе устанавливается равновесие между солью и образующими её кислотой и основанием.

Доля вещества, подвергающаяся гидролизу — степень гидролиза — зависит от константы этого равновесия, а также от температуры и концентрации соли.

Запишем уравнение гидролиа в общем виде. Пусть HA-кислота, MOH- основание, МА-образованная ими соль, тогда уравнение гидролиза будет иметь вид:

Этому равновесию отвечает константа:

Концентрация воды в разбавленных растворах представляет собою практически постоянную величину, обозначая

получим:

Kг – константа гидролиза соли. Чем больше Kг тем в большей степени протекает гидролиз.

Для случая соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием,константа гидролиза связанна с константой диссоциации кислоты Kкисл следующей зависимостью:

Следовательно, чем слабее кислота, тем в большей степени подвергаются гидролизу её соли.

Для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, аналогично имеем: чем слабее основание, тем в большей степени подвергаются гидролизу образованные им соли.

Для солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой:

Степень гидролиза определяется природой соли, её концентрацией и температурой.

Рассмотрим теперь гидролиз солей, обазованных слабой многоосновной кислотой или слабым основанием многовалентного металла. Гидролиз таких солей протекает ступенчато.

Как видно, при гидролизе по первой ступени образуется ион HCO3, диссоциация которого характеризуется второй константой диссоциации угольной кислоты, а при гидролизе по второй ступени образуется угольная кислота, диссоциацию которой характеризует первая константа её диссациации.

Поэтому:

Константа гидролиза по первой ступени всегда больше константы гидролиза по второй ступени, т. к. первая константа диссоциации кислоты всегда больше второй.

Особенно глубоко протекает гидролиз солей образованных слабой кислотой и слабым основанием.

Билет 23) Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Степень окисления атома (окислительное число). Основные окислители и восстановители. Классификация ОВР. Составление уравнений ОВР методами электронного и ионно-электронного баланса.

Все реакции подразделяются на реакции обмена и ОВР.

Окислительно восстановительные реакции это реакции, которые сопровождаются изменением степеней окисления атомов.

Степень окисления это условный заряд атомов в молекуле, который получился бы, еслибы все связи в молекуле были ионные.

Окисленность — неравномерность распределения электронной плотности между атомами в молекуле.

H-Cl (+1, -1 их заряды вроде как, а на самом деле +0,17 и -0,17)

{{{{{если над элементом пишут 2+ то это заряд, если +2 то это степень окисления}}}}}

Основные правила определения степеней окисления:

1. Для простых веществ =0

2. Атомам водорода приписывается +1 (искл-ия:NAHCl (-1), O2F2 (+2) и пр)

3. Для простых ионов степень окисления по величине и знаку совпадает

4. В сложных ионах сумма степеней окисления атомов по величине и знаку равна заряду этого иона

5. Сумма в молекуле =0

Эквивалент элемента это такое его количество, которое соединяется с одним молем атомов водорода, или замещает такое же количество атомом водорода в химических реакциях.

Эквивалент окислителя = эквиваленту восстановителя.

Э ок-ля=Мо / число принятых электронов

Э в-ля = Мв / число отданных электронов

Типичные окислители:

а) Простые вещества, атомы которых обладают большой Э.О.

(элементы 6а и 7а групп, наиболее активны: F2, O2,Cl2)

б) Ионы с дефицитом электронов: Простые катионы с большой степенью окисления (Fe{3+}, Sn{4+},Mn{4+} и т.д.) и сложные анионы в которых более электро-положительный элемент имеет высшую или большую степень окисления. (CrO4, NO3 и т.д.) {+6 для хрома, и 2- - это весь заряд аниона}

в) Ионы водорода (в р-ре кислот, щелочей и воде)

г) Эл. Ток на аноде.

Типичные восстановители:

а) Элементы, атомы которых обладают наименьшей Э.О. (основные подгруппы 1А и 2А групп)

б) Анионы, как простые (Cl, S) так и сложные, в которых более электро-положительный элемент не имеет предельной степени окисления (SO3, NO2)

в) Катионы, степень окисления которых низка.

г) Эл. Ток на катоде.

Классификация ОВР.

Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах; обмен электронами в этих реакциях происходит между различными атомами или молекулами: S⁰ + O₂⁰ → S+4O₂^-2; S - восстановитель; O₂ – окислитель Cu+2O + C+2O → Cu⁰ + C+4O₂; CO - восстановитель; CuO – окислитель; Zn⁰ + 2HCl → Zn+2Cl₂ + H₂⁰↑; Zn - восстановитель; HСl – окислитель;

Самоокисления-самовосстановления: В этих реакциях молекулы или ионы одного и тогоже вещества реагируют друг с другом как восстановитель и окислитель, вследствии того, что содержащиеся в них атомы с переменной (промежуточной) степенью окисления отдают и принимают электроны, переходя состояние (один в высшее, другой в низшее)

Внутримолекулярные окислительно- восстановительные реакции. Во внутримолекулярных реакциях окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле. Внутримолекулярные реакции протекают, как правило, при термическом разложении веществ, содержащих окислитель и восстановитель.

2KCl+5O₃^-2 → 2KCl^-1 + 3O₂⁰↑; Cl⁺⁵ - окислитель; О^-2 - восстановитель

N^-3H₄N⁺⁵O₃ –t°→ N₂⁺¹O↑ + 2H₂O; N⁺⁵ - окислитель; N^-3 – восстановитель

(Реакции диспропорционирования)

Важность степени окисления атомов в том, что номер группы периодической системы указывает на высшую положительную степень окисления атомов, которую могут иметь элементы данной группы соединения.

Исключения: металлы подгруппы меди, кислород, фтор бром, металлы семейства железа (железо, кобальт, никель) и некоторые другие металлы 8-ой группы.

Понятие степени окисления полезно при классификации химических соединений, а также при составлении ОВР.

1. Окисление и восстановление - сопряженные процессы.

2. Число оттянутых электронов от восстановителя равно числу притянутых электронов к окислителю. При этом составление осуществляется двумя методами:

1) метод электронного балланса

2) метод электронно ионного баланса (если растворы)

(берем тетрадочку и читаем и учимся решать задачки, тк контрольные мы сдали..значит решать умеете:))

Если реакция идет щёлочи, то уравнивание на каждый недостающий атом кислорода в противоположную сать добавляем 2 группы гидроксид-иона.

Если реакция в нейтральной среде, то надо смотреть подгруппы.