Теория Аррениуса

Согласно теории Аррениуса, кислоты — это вещества, при электролитической диссоциации в водном растворе образующие катионы водорода Н⁺ и анионы кислотного остатка. Основания — это вещества, в водном растворе подвергающиеся электролитической диссоциации с образованием катионов металла и гидроксид-анионов ОН⁻ Несмотря на то, что данная теория является довольно примитивной (не рассматривает ряд закономерностей), для простых лабораторных рассчетов она вполне достаточна. В рамках этой теории за своеобразный стандарт принята вода (pH=7). К тому же, будет происходить процесс автопротолиза.

[Править]Теория Брёнстеда

Согласно теории Брёнстеда, кислота — это соединение, способное отдавать основанию катионы водорода Н⁺ (является донором протонов). Основания — это соединения, способные принимать у кислоты катионы водорода Н⁺ (является акцептором протонов). Таким образом, в этой теории одно и то же вещество в зависимости от взаимодействия может быть и кислотой, и основанием. Например, вода при взаимодействии с протоном H₂O + H⁺ = H₃О⁺ является основанием, а реагируя с аммиаком NH₃ + H₂O = NH₄⁺ + OH⁻ — является кислотой.

[Править]Теория кислот и оснований Льюиса

Основная статья: Апротонная кислота

В теории Льюиса было ещё более расширено понятие кислоты и основания. Кислота — это молекула, имеющая вакантные электронные орбитали, вследствие чего она способна принимать электронные пары, например BF₃, AlCl₃. Основание — это молекула, способная быть донором электронных пар. Например, основания Льюиса — все анионы, аммиак и амины, вода,спирты, галогены.

39. Реакции ионного обмена в растворах. Обратимые и необратимые реакции, признаки необратимости реакций.

Реакция ионного обмена — одна из видов химической реакции, характеризующаяся выделением в продукты реакции воды, газа или осадка.

Реакции можно классифицировать как обратимые и необратимые

Необратимые реакции - химические реакции, в результате которых исходные вещества практически полностью превращаются в конечные продукты.

Признаки необратимости реакций- а) выпадение осадка

                                                                б) образование газ

                                                                в) образование воды

                                                                г) выделение очень большого количества тепла

                                                                                   (Правила Бертолле)

Пример: НСl + AgNO₃ =>AgCl +HNO₃

                NaCO₃+2HCl =>2NaCl + H₂CO₃

                                                               /  \

                                                         H₂O   CO₂

               

                2Na +2Н₂О =>   2NaOH  +H₂

Обратимые реакции -химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных  направлениях -прямом и обратном.

 

Пример:  2SO₂  + O₂  ó 2SO₃

                3H₂    +  N₂    ó  2NH₃

39. Труднорастворимые электролиты. Равновесие между осадком и насыщенным раствором. Произведение растворимости и растворимость веществ.

роизведение растворимости (ПР) - это величина, равная произведению концентраций ионов в растворе труднорастворимого электролита. Эта величина характеризует растворимость данного вещества: чем больше растворимость, тем больше концентрация ионов и ПР. ПР не зависит от концентрации, т.е. может использоваться не только для чистого раствора электролита, но и любого другого насыщенного раствора с ионами данного электролита и любыми другими ионами или веществами. ПР применяют для растворов труднорастворимых солей, т.к.: 1) Практически все соли - сильные электролиты, и можно считать, что вся соль в растворе находится в виде ионов.  2) В случае хорошо растворимого электролита (например, KCl) можно приготовить насыщенный раствор, но концентрация в нем ионов так велика, что они образуют ионные пары. Поэтому для хорошо растворимых сильных электролитов вместо ПР используют К(а) - произведение активности ионов. Но расчет этот сложен, т.к. для концентрированных растворов сильных электролитов неприменимы многие математические выражения из закона действия масс. Поэтому ПР без учета К(а) является постоянной величиной только для малорастворимых электролитов. ПР зависит от температуры: с ростом температуры ПР обычно возрастает, т.к. увеличивается растворимость. На практике с помощью ПР можно вычислить растворимость вещества s.в той или иной мере почти все в45. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель, рН.

ещества.H₂O ↔ H⁺ + OH^-

Ио́нноепроизведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н⁺ и ионов гидроксида OH⁻ в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.

Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле:

,

(1)

где:

• [H⁺] — концентрация ионов гидроксония (протонов);

• [OH⁻] — концентрация гидроксид-ионов;

• [H₂O] — концентрация воды (в молекулярной форме) в воде;

Концентрация воды в воде, учитывая её малую степень диссоциации, величина практически постоянная и составляет (1000 г/л)/(18 г/моль) = 55,56 моль/л.

При 25 °C константа диссоциации воды равна 1,8·10⁻¹⁶моль/л. Уравнение (1) можно переписать как:

,

(2)

Обозначим произведение K·[H₂O] = K_в = 1,8·10⁻¹⁶ моль/л·55,56 моль/л = 10⁻¹⁴моль²/л² = [H⁺]·[OH⁻] (при 25 °C)

ЗаВодоро́дныйпоказа́тель, pH (произносится «пэ аш», английское произношение англ. pH — piː'eɪtʃ «Пи эйч») — мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентнаконцентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активностиводородных ионов, выраженной в молях на литр:

39. Гидролиз солей. Механизм гидролиза. Типичные случаи гидролиза в зависимости от силы кислот и оснований, образующих соль. Ступенчатый гидролиз, образование кислых и основных солей.

Гидро́лиз (от др.-греч. ὕδωρ — вода и λύσις — разложение) — один из видов химических реакций сольволиза, где при взаимодействии веществ с водой происходит разложение исходной молекулы с образованием новых соединений. Гидролизу подвергаются соединения различных классов: соли, углеводы, белки, сложные эфиры, жиры и др.

Взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию молекул слабого электролита, называют гидролизом солей.

Различают несколько вариантов гидролиза солей:

• 1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания:

Na₂CO₃ + Н₂О = NaHCO₃ + NaOH

CO₃²⁻ + H₂O = HCO₃⁻ + OH⁻

(раствор имеет щелочную реакцию, реакция протекает обратимо)

• 2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания:

CuCl₂ + Н₂О = CuOHCl + HCl

Cu²⁺ + Н₂О = CuOH⁺ + Н⁺

(раствор имеет кислую реакцию, реакция протекает обратимо)

• 3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S

2Al³⁺ + 3S²⁻ + 6Н₂О = 2Al(OH)₃(осадок) + ЗН₂S(газ)

(Гидролиз в этом случае протекает практически полностью, так как оба продукта гидролиза уходят из сферы реакции в виде осадка или газа).

Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.тель: в воде сступенСтупенчатый гидролиз

KСlO(3) + S + H(2)O = K(2)SO(4) + H(2)SO(4) +HCl

        или р