29. Основные положения теорий кислот и оснований Аррениуса и Бренстеда-Лоури. Зависимость кислотно-основных свойств соединений от степени окисления центрального иона.

Бренстеда-Лоури

.

Кислота- любая частица, которая в ходе химической реакции выступает донором протонов.

Основание-любая частица, которая в ходе химической реакции выступает акцептором протона.

Сущностью кислотно-основного взаимодействия является передача протона от кислоты к основанию. При этом кислота, передав протон основанию, сама становится основанием, так как может снова присоединять протон, а основание становится кислотой

Аррениуса

Теория работает только для водных р-ров

Согласно теории электролитической диссоциации, кислоты — это вещества, образующие в водном растворе гидратированные катионы водорода Н⁺и анионы кислотного остатка; основания в водном растворе диссоциируют с образованием катионов металла и гидроксид-анионов ОН

С ростом степени окисления центрального иона увеличиваются кислотные свойства соединения.

30. Амфотерность гидроксидов с точки зрения теории электролитической диссоциации (приведите примеры).

Амфотерные гидроксиды-  химические вещества, которые в кислой среде ведут себя как основания, а в щелочной — как кислоты.( гидроксид алюминия)

31. Равновесия в насыщенных растворах малорастворимых солей. Расчёт растворимости малорастворимой соли. Способы увеличения растворимости малорастворимых солей.

Факторы, влияющие на растворимость малорастворимых солей и смещение равновесия:

1)температура 2)одноименный ион

3)солевой эффект

4)кислотность(рН)

5)гидролиз

Для смещения равновесия можно нагреть, добавить одноименный ион, добавить хорошо р-римую соль, кислоту.

Растворимость рассчитывается исходя из его Пр( произведение активных концентраций в насыщенном р-ре малорастворимого электролита при постоянной температуре)

32. Гидролиз солей, образованных: а) сильным основанием и слабой кислотой; б) слабым основанием и сильной кислотой. Качественная оценка рН растворов гидролизующихся солей.

а) соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой гидролизуются по аниону, рН р-ра будем больше 7,что говорит о щелочном характере среды.

б) соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой гидролизуются по катиону, в этом случае рН должен быть меньше 7,что говорит о наличии в р-ре кислой

среды.

33. Равновесия в водных растворах солей, содержащих многозарядные катионы металлов. Вычисление рН (приведите примеры).

Соли тяжелых металлов в водном р-ре всегда выступают в роли кислоты(по Бренстеду).

Например AlCl₃+ H₂O→[Al(H₂O)₅(OH)] ²⁺ + H₃O⁺

k_a= K_w / K_b

[Н]⁺=√ k_a * C

pH=lg [Н]⁺

33. Окислительно-восстановительные реакции. Типичные окислители и восстановители. Соединения с двойственной функцией. Приведите примеры.

Окисление - процесс отдачи вещ-вом (атомами, молекулами, ионами)

электронов, в результате которого увеличивается степень окисления элемента.

Восстановление- процесс присоединения электронов, степень окисления уменьшается.

Окисление и восстановление - взаимосвязанные процессы, протекающие одновременно

и поэтому представляют собой две стороны единого процесса окисления-восстановления. При этом число электронов, участвующих в процессах окисления и восстановления, должно быть одним и тем же.

Типичные окислители: галлологены, кислород, серная, азотная кислоты, перманганат калия, дихромат калия и др.

Типичные восстановители: металлы, водород, сернистая кислота, оксид углерода(2)