Химия_1 / 3

Изотонический коэффициент и его физический смысл.

Основные случаи гидролиза солей.

Количественные характеристики процесса электролитической

для р-ров неэлектролитов.

1) соль образована сильным основанием и слабой кислотой. напр.

диссоциации.

Р= − Р

=

"

СН3СООNa рН>7

Электролитическая диссоциация – распад электролита в растворе на

Р=

2)соль образована слабым основанием и сильной кислотой. напр, NH4Cl

положительно заряженные ионы – катионы и отрицательно заряженные

∆Ткип = Е С

pH<7

ионы – анионы.

∆Тзам = к С

3)соль образована слабым основанием и слабой кислотой. напр, ацетат

Степень электролитической диссоциации - отношение числа молекул,

Росм = СмKL

аммония CH3COONH4

распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул.

i=1

4)соль образована сильным основанием и сильной кислотой. гидролиз

AB

D

@ = A

@ =

0< @<1

для р-ров электролитов:

не идет!

DE

Р= − Р

= N

"

C -число молекул, распавшихся на ионы.

N – общее число молекул

Р=

Гидролиз солей, молекулярные и молекулярно-ионные уравнения

C –концентрация продиссоциировавших молекул. моль/л

∆Ткип = NЕ С

С=-исходная концентрация раствора моль/л

∆Тзам = Nк С

гидролиза.

Росм = NСмKL

Гидролиз соли – реакция взаимодействия ионов соли с водой, в

Константа диссоциации Кд

-

+

i>1

результате которого образуется слабый электролит.

CH3COOH↔CH3COO + H

i – изотонический коэффициент. Он показывает, на сколько значения

↔

Кд =

PCH<COO TPH%T

Na2CO3+H2O NaHCO3+NaOH

понижения давления пара растворителя, повышения температуры

2Na++CO32-+H2O HCO3-+Na++Na++OH-

PCH<COOHT

кипения(или понижения температуры замерзания), осмотического

CO3

+H2O=HCO3 +OH

Кд

2-

↔-

-

@ = U С

Кд = @"С

давления для раствора электролита, найденные экспериментально,

больше соответствующих значений для растворов неэлектролитов при

С-исходная концентрация

той же моляльности.

Лиофильные и лиофобные золи.

Способы смещения равновесия процессов электролитической

Лиофильностью наз-ся способность частиц дисперсной фазы

диссоциации.

взаимодействовать с молекулами дисперсной среды, образуя

(принцип Ле-Шателье)

сольватные оболочки. Когда частицы не могут взаимодействовать с

Направление смещения химического равновесия определяется этим

молекулами дисперсной среды, говорят о лиофобности системы.

принципом.

лиофобные р-ры – золи металлов(золота, серебра)

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешние

воздействие, то равновесие смещается в сторону уменьшения этого

внешнего воздействия.

Коллоидные растворы(золи), их отличие от истинных.

На смещение равновесия оказывает влияние:

Дисперсные системы – это двух-или многокомпонентные системы, в

1) изменение температуры: При повышении температуры

которых дано одно или несколько веществ находятся в состоянии

равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, а при

достаточно высокого измельчения и равномерно распределены в

понижении температуры – в сторону экзотермической реакции.

окружающей их среде.

2) изменение давления (для реакций, протекающих в газовой фазе):

Коллоидные растворы(золи) – дисперсные системы, размер частиц

Повышение давления смещает хим.равновесие в сторону

которых лежит в пределах 10 -7 – 10 -9м.

уменьшения объема системы, а понижение давления – в сторону

Истинные растворы –дисперсные системы, размер частиц которых менее

увеличения объема системы. Если реакция протекает без изменения

10 -7

объема, то изменение давления в системе не оказывает влияние на

В отличие от истинных растворов золи обладают очень малым

химическое равновесие.

осмотическим давлением, что является следствием большой

3) изменение концентрации: увеличение концентрации одного из

относительной массы частиц. В отличие от коллоидных растворов,

исходных веществ вызывает смещение равновесия в сторону

истинные растворы агрегативно устойчивы, т. е. они не подвержены

уменьшения концентрации этого вещества, т.е. в сторону

таким изменениям степени дисперсности, которые свойственны

образования продуктов реакции. (вправо) Уменьшение их смещает

коллоидным системам. В отличие от истинных растворов, одинаково

равновесие в обратном направлении. (влево) Увеличение

концентрации конечных продуктов реакции смещает хим.

прозрачных при рассматривании их как в проходящем, так и в

равновесие в сторону образования исходных веществ. Уменьшение

отраженном свете, коллоидные растворы способны рассеивать свет.

смещает равновесие в обратном направлении.(вправо)

Коллоидные растворы в отличие от истинных очень медленно

Катализаторы не смещают хим. равновесие.

диффундируют. Одним из отличий коллоидных растворов от истинных

является их неустойчивость.

Степень и константа гидролиза.

Способы коагуляции золей.

Строение мицеллы.

Степень гидролиза – количественная доля соли, подвергшейся

Коагуляция – разрушение коллоидного раствора при

Мицелла-нейтральная частица дисперсной фазы коллоидного

гидролизу.

укрупнении(слипании) частиц с образованием осадка. Коагуляция золей

раствора.Мицеллы представляют собой скопления правильно

DB

может быть вызвана различными факторами: изменением температуры,

расположенных молекул, удерживаемых преимущественно

h= D C-исходная концентрация соли в растворе. MC-концентрация

механическим воздействием, действием света и т.д. Наиболее важный

дисперсными силами. Образование мицелл характерно для водных

гидролизованной соли. Выражается в долях единицы или в %. Степень

гидролиза увеличивается с повышением температуры и разбавлением.

фактор, вызывающий коагуляцию – действие электролитов. Коагуляция

растворов моющих средств и некоторых органических красителей с

Константа гидролиза – Кг=

VН#О

под действием электролитов подчиняется правилу Шульце-Гарди. Из

большими молекулами.

КД кисZты

двух ионов электролита коагулирующим действием обладает тот, знак

агрегат, потенциал определяющие ионы(ПОИ) – ядро коллоидной

СН3СООNa+H2O↔CH3COOH+NaOH

которого противоположен знаку заряда коллоидных частиц, причем это

частицы, противоионы адсорбцион-коллоидного слоя, диффузный слой.

CH3COO-+H2O↔CH3COOH+OH-

действие тем сильнее, чем выше заряд коагулирующего иона.

Агрегатом мицеллы явл. микрокристаллик нерастворимого соединения.

Кг

PM[<M55[TP5[ T

Минимальное кол-во электролита в миллимолях, которое надо добавить

На пов-ти агрегата адсорбируются ионы, которые входят в состав

PM[<M55 T

к 1 литру зол, чтобы вызвать коагуляцию, наз-ся порогом коагуляции.

агрегата или взяты в избытке. Они наз-

PD\ D^^\TP^\ZTP\_T

VН О

К

г

]

=

#

ся ПОИ. ПОИ притягивают из р-ра за

PD\]D^^ZTP\_T

КД кисZты

счет электростатических сил ионы

PM[<M55 TP[%T

противоположного знака.

Кд кис

Преимущественно те, которые взяты в

ты

PM[<M55[T

избытке. Эти ионы наз-ся

Чем меньше Кд кислоты, тем больше Кг.

противоионы. Они делятся на 2 части,

1 часть идет в плотный адсорбционный слой, другая в разреженный

Условия устойчивости коллоидных растворов.

диффузный слой. Мицелла в целом электронейтральна, а гранула имеет

1)кинетическая устойчивость. Обусловлена тепловым

заряд, равный по величине, но противоположный по знаку заряду

движением(броуновским) коллоидных частиц, которое

диффузного слоя.

противодействует оседанию частиц под действием силы тяжести.

2)агрегативная устойчивость – способность коллоидных систем сохранять

степень дисперсности чаще всего за счет наличия у частиц

электрического заряда, который препятствует их слипанию при

столкновении в процессе теплового движения. Потеря агрегативной

устойчивости приводит к коагуляции.

Изменение величины рН растворов солей в результате гидролиза.

Написание формул мицелл золей,полученных конденсационным

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (NaCl, KCl,

методом в известтых условиях.Методы получения коллоидных систем:

Ba(NO3)2, Na2SO4 и др.), гидролизу в растворе не подвергаются,рН=7,

1)дисперсионный(в основу положен метод диспергирования-

соль,образована сильным основанием и слабой кислотой. pH>7 среда

«измельчения») 2)конденсационный (основан на укреплении частиц).

щелочная, соль образована сильной кислотой и слабым основанием.

Пример к 2) Получение золя хлорида серебра: (труднорастворимого

рН<7 среда кислая, соль образована слабым основанием и слабой

соединения) AgNO3(изб) +NaCl→AgCl↓+NaNO3 (одно из веществ надо

кислотой. рН≈7 среда нейтральная.

взять в избытке). Формула мицеллы золя хлорида серебра:

{[nAgCl]·xAg+·yNO3-}(x-y)+ ·(x-y)NO3- [nAgCl]-агрегат, {[nAgCl]·xAg+·yNO3-}(x-y)+-

Строение мицеллы.Согласно общепринятой мицеллярной теории

коллоидная цастица(гранула), xAg+·yNO3—абсорбционный слой, (x-y)NO3- -

диффузный слой. На агрегате извлекаются частицы ионов и это

строения коллоидных растворов,золь состоит из двух частей: 1)мицелла-

извлечение называют термином ассорция,В первую очередь извлекается

структурная коллоидная единица,т.е. частица дисперсной

то вещество.которое в избытке. Последовательность

фазы,окруженная двойным электрическим слоем. 2)интермицеллярная

построений:1)агрегатом мицеллы является микрокристаллик

жидкость-дисперсионная среда,разделяющая мицеллы.

нерастворимого соединения,2)на поверхности агрегата адсорбируются

Выпадение в осадок гидроксидов и основных солей при обменных

ионы,которые отвечают двум условиям:входят в состав агрегата,взяты в

избытке. Они назваются потенциал-определяющие ионы(пои) xAg+-

реакциях между солями и гидролизующимися ионами.(лабораторный

журнал №1,страница 25,опыт №3)

пои,пои+агрегат=ядро 3)пои притягивают из раствора за счет

электростатических сил ионы противоположного знака.

Движущая сила гидролиза.

Преимущественно те,которые взяты в избытке. Эти ионы называются

Движущей силой реакции является образование малодиссоциирующих

противоионы и делятся на 2 части:1 часть идет в плотный абсорбционный

частиц.

слой,а другая-в разряженный диффузный слой. 4)мицелла в целом

• гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион)

нейтральна,а гранула имеет заряд,равный по величине,но

гидролиз по катиону приводит к образованию гидроксокатионов и

противоположный по знаку заряду диффузного слоя.

кислой среды раствора.

Формула мицеллы золя хлорида серебра,полученного в избытке хлорида

• гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион);

натрия: AgNO3+NaCl(изб)→AgCl↓+NaNO3

гидролиз по аниону приводит к образованию гидроанионов и щелочной

{[nAgCl]·xCl-·yNa+}(x+y)- ·(x+y)Na+

среды раствора.

• совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион, и анион).

Если слабее основание, то в большей степени будет протекать гидролиз

по катиону и среда раствора будет кислой. Если слабее кислота –

наоборот. Как исключение возможен случай, когда среда будет почти

нейтральной. Пример:гидролиз ацетата натрия

CH3COONa+H2O↔CH3COOH+NaOH

CH3COO-+H2O↔CH3COOH+OH-

pH>7 (движущая сила-образование уксусной кислоты,слабого

электролита).