1.17 Слабые электролиты. Степень и константа диссоциации. Взаимосвязь константы и степени диссоциации (закон разбавления Освальда)

К слабым относится большинство органических кислот и основания, образованные большинством металлов (кроме щелочных и щелочноземельных). Пример Н₂S – сероводород, Н₂SO₃ – сернистая, NH₄OH – гидрооксид аммония. По степени диссоциации делятся на слабые, сильные и средние. Слабые электролиты по степени диссоциации .

Электролитическая диссоциация – процесс распада молекул электролитов на ионы под действием полярных молекул растворителя. Катионы – положительно заряженные ионы металлов. Анионы – отрицательно заряженные ионы кислотных осадков. Под действием внешнего электромагнитного поля катионы движутся к отрицательно заряженному электроду – катоду, а анионы к положительно заряженному аноду. Для характеристики соединений наряду со степенью диссоциации важное значение имеет константа диссоциации. Степенью диссоциации называется отношение числа молекул электролита, полностью распавшихся на ионы, к общему взятому их числу.

Процесс диссоциации обратим т.е. равновесию в растворе электролита всегда соответствует определенное значение константы.

закон разбавления Освальда. Константа диссоциации слабого электролита прямо пропорциональна его концентрации и квадрату степени дисскоциации. , для очень слабых

1.19 Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель рН.

Вода очень слабый электролит, диссоциирует частично на катионы водорода и гидроксид-анионы. система находится в состоянии термодинамического равновесия. По закону действующих масс. Константа равновесия химической реакции = произведению концентраций продуктов реакции, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов в уровнении реакции, деленному на произведение концентраций исходных веществ, взятых в степенях их стехиометрических. обозначим К*[H₂O] через К_Н2О величина называется ионным произведением воды. Ионное произведение воды = произведению концентрации катионов водорода на концентрацию гидроксид-анионов. Константа диссоциации воды . Концентрация недиссцилированных молекул воды равна общему числу молей воды в литре 1000:18=55,56 моль/л. Тогда получим

К*[H₂O]=1,8*10^-16* 55,56=10^-14, следовательно . Изменение концентраций протонов и гидроксид-ионов в растворе создает кислую или щелочную среды. [H⁺]<10^-7 – щелочная,

[H⁺]>10^-7 – кислая. . Водородный показатель(рН) численно = десятичному логарифму концентрации катионов водорода, взятому с обратным знаком. , аналогично расчитывается гидроксидный показатель . Для нейтральной среды [рH] =7, щелочной - [рH] >7, кислой - [рH] <7

1.20 Гидролиз солей. Константа и степень гидролиза. Факторы смещения равновесия гидролиза. Необратимый гидродиз.

Гидролиз – реакция соли с водой с образованием слабого электролита. Сопровождается изменением рН среды. Пример Na₂CO₃=Na⁺+CO₃^2- -диссоциация, CO₃^2-+H₂O=HCO₃^-+OH^- - гидролиз. Гидролиз заключается в химическом взаимодействии ионов растворенной соли с молекулами воды, приводящим к образованию малодиссоциированных соединений и изменению реакции среды. Величина количественно характеризующая гидролиз, называется степенью гидролиза h. Степень гидролиза – отношение числа гидролизованных молекул соли к общему числу растворенных ее молекул. . Зависимость степени гидролиза. Концентрация вещества – чем больше разбавление, тем больше степень гидролиза. Температура – чем выше температура, тем сильнее гидролиз. Добавление посторонних веществ – введение веществ дающих щелочную реакцию, подавляет гидролиз соли с рН > 7 и усиливает гидролиз с рН < 7, и наоборот вещества дающие кислую реакцию среды, увеличивает гидролиз с рН > 7 и подавляет с рН < 7. природа растворенного вещества – степень гидролиза зависит от хим. природы растворенной соли. Возможны 3 варианта. 1. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой. Соли гидролизуются полностью, т.е. необратимо. Реакция среды близка к нейтральной. К ним относятся цианиды, сульфиды, сульфиты, карбонаты аммония, алюминия, хрома, железа и т.д.

Cr₂S₃+HOH= 2Cr(OH)₃+3H₂S 2Cr³⁺+3S₂-+ 6HOH= 2Cr(OH)3+3H₂S

2. образованные слабым основанием и сильной кислотой. Гидролизуются не до конца. Реакция среды кислая. Катион связывает гидроксидионы, образуя слабый электролит. К ним относятся хлориды, нитраты, сульфаты аммония, алюминия, меди, цинка, хрома и др. Реакция идет ступенчато насчало с одной молекулой воды, затем со второй. 3. соли образованные сильным основанием и слабой кислотой. Гидролиз идет не до конца, реакция среды щелочная. Анион связывает протон, образуя слабый электролит. К ним относятся карбонаты, силикаты, сульфиты, сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов. Гидролиз осуществляется по анионам слабых кислот и протекает ступенчато, с образованием кислых солей.

1.21 Буферные растворы. Определение. Механизм действия. Формула для расчета рН-среды буферных растворов. Буферная емкость.

Буферные растворы – растворы которые практически не изменяют свое значение рН при разбавлении или добавлении к ним определенных количеств сильной кислоты или сильного основания. Вывод формул. 1. Кислотный буфер. В растворе содержится слабая кислота и ее соль. Кислота диссоциирует

НА =H⁺+A^-. Константа диссоциации соль диссоциирует полностью. Найдем концентрацию водородных ионов . Прологарифмируем

-lg[H⁺]= pH, обозначим –lgKa=pKa,

перепишем уравнение Са – концентрация кислоты,

Сs – концентрация соли. Если концентрации и объемы не равны то

2. основной буфер. Состоит из слабого основания и его соли. Кв – константа диссоциации рКв=-lgKв, Св – концентрация основания, Сs – концентрация соли. Если концентрации и объемы не равны то .

Буферная емкость. Выражается количеством вещества эквивалента сильной кислоты или основания, которое необходимо добавить к 1 литру буферного раствора, чтобы сместить значение его рН на единицу. , кол-во эквивалента прибавляемых кислоты или основания.

разность значений буф. раствора до и после прибавления кислоты или основания. Если прибавляем кислоту то рН₁ - рН₂, если основание то рН₂ - рН₁.

1.22 Окислительно-восстановительные реакции. Электронная теория окислительно-восстановительных реакций. Положение элементов окислителей и восстановителей в периодической системе. Важнейшие окислители и восстановители. Степень окисления.

Окислительно-восстановительные реакции – такие реакции которые протекают с изменением степеней окисления элементов, входящих в состав соединений. К ним относятся а) реакции замещения Zn+H₂SO₄=ZnSО₄+H₂, б) реакции разложения и соединения 2KclO₃=2KCl+3O₂, H₂+Cl₂=2HCl, в)сложные реакции взаимодействия 2 и более веществ 4FeS₂+11O₂=2Fe₂O₃+8O₂. выделяют три типа. 1. Реакции межмолекулярного окисления-восстановления. Окислитель и восстановитель находятся в составе различных веществ. 2. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления. Ион-окислитель и ион-восстановитель входят в состав одного вещества. 3. Реакции самоокисления-восстановления. Окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента – хлора в промежуточной степени окисления. Теория основана на следующих положениях а) реакции сопровождаются переходом электронов от элемента-восстановителя к элементу-окислителю; б)Окисление-восстановление – единый взаимосвязанный процесс; в) Окисление – процесс отдачи электронов, который сопровождается повышением степени окисления элемента-восстановителя;

г) Восстановление – процесс присоединения электронов, который сопровождается понижением степени окисления элемента-окислителя. Процессы окисления и восстановления выражают полуреакциями, в которых указывается изменение степени окисления восстановителя и окислителя. Правило количество электронов, отданных восстановителем в процессе окислительно-восстановительной реакции всегда = количеству электронов, принятых окислителем. Окислительно-восстановительные свойства зависят от положения элементов в периодической системе. Атомы металлов только отдают электроны т.е. являются восстановителями. Восстановительные свойства убывают в пределах периода слева на право. Возрастают в пределах подгрупп сверху вниз. Окислительные свойства возрастают в пределах главных подгрупп снизу вверх. Окислительные свойства элементов возрастают в пределах периода слева направо. Окислители. Неметаллы F₂ Cl₂ O₂ I₂ S, сложные вещ-ва с высшей степенью окисления, положительно заряженные ионы малоактивных металлов. Восстановители. Активные металлы (К, Na,Са), сложные вещества содержащие атомы неметаллов с отрицательной степенью окисления, сложные вещества содержащие элементы с переменной валентности, органические восстановители.