6. Теорія електролітичної дисоціації

Механізм розчинення у воді речовин з різним характером зв’язків.

Теорія електролітичної дисоціації. Дисоціація основ, кислот, солей. Ступінчата дисоціація.

Ступінь дисоціації. Сильні та слабкі електроліти. Константа дисоціації. Реакції обміну між електролітами.

Гідроліз солей. Поняття про ступінь гідролізу. Роль гідролізу в харчовій промисловості.

Література

Л-1, с. 197-249 , Л-2, с. 68-89 , Л-5, с. 58-70 .

Методичні вказівки

Важливе значення мають основні положення гідратної теорії розчинів Д.І.Менделєєва. Від механічних сумішей розчини відрізняються своєю однорідністю.

За своїм агрегатним станом розчини можуть бути поділені на газові ( га-

зові суміші ),рідкі та тверді. До твердих розчинів належать сплави.

Зверніть увагу на те, що масова частка розчиненої речовини найчастіше виражається у відсотках, є відношенням маси розчиненої речовини до загальної маси розчину і показує, скільки відсотків розчиненої речовини міститься в 100 г розчину : m_A

W_A = ── 100%

m

де m_A – маса розчиненої речовини А у грамах, m – загальна маса розчину. Розчинність твердих речовин залежить від температури, а розчинність газів – від тиску і температури.

Необхідно засвоїти способи вираження концентрації розчинів. Концентрація буває молярна, масова і об’ємна, це фізичні величини. Важливим поняттям є еквівалент.

Вивчіть основні положення теорії електролітичної дисоціації, механізм розчинення у воді речовин з різним характером зв’язку.

Треба засвоїти типи гідролізу.

Питання для самоперевірки

1. Що таке гідратація, сольватація ?

2. Класифікація розчинів.

3. Назвати види концентрації.

4. Як визначити еквівалент кислоти, основи, солі ?

5. Дані речовини : NaOH , H₂SO₄ , NH₄OH , H₂CO₃. Які з них належить до сильних електролітів ?

6. Що називається розчинністю, від чого вона залежить у різних речовинах , які утворюють розчини ?

7. Як можна визначити вміст розчиненої речовини в розчині ?

8. Написати ступінчасту електролітичну дисоціацію ортофосфатної кислоти.

9. Назвати типи гідролізу солей і написати гідроліз солі Na₂CO₃ за першим ступенем.

7. Окислювально-відновні реакції

Окислювально-відновні реакції, їх класифікація. Складання рівнянь окислювально-відновних реакцій методом електронного балансу.

Найважливіші окисники та відновники, їх використання. Використання окислювально-відновних процесів у харчовій промисловості.

Література

Л-1, с. 225-295 , Л-2, с. 64-67.

Методичні вказівки

Студент повинен знати, що таке окислення, відновлення, що при окисленні йде втрата атомом ( йоном ) одного або декількох електронів, а при відновленні – придбання електронів. При складанні окисно – відновних реакцій позначається ступінь окислення елементів реакцій, записується електронний баланс, ставляться коефіцієнти.

Треба мати поняття про реакції самоокислення, самовідновлення.

Знати суть електролізу, звернути увагу, які процеси відбуваються на катоді

( негативно зарядженому електроді ) і на аноді ( позитивно зарядженому електроді ), а також на позитивно заряджені йони – катіони та негативно заряджені йони – аніони.

Питання для самоперевірки

1. Скласти реакції окислення – відновлення :

Zn + HCl =

Mg + O₂ =

Дописати результати реакцій, розставити ступінь окислення над елементами, скласти електронний баланс, розставити коефіцієнти, що одержані.

2. Що називається окисленням, відновленням, окислювачем, відновником ?

3. Що таке електроліз ? Суть електролізу.

4. Які процеси відбуваються на катоді, аноді ?

5. Записати відповідні реакції при електролізі солі купрум (ІІ) хлориду.