18. Общая характеристика анионов и их классификация. Принцип деления на группы, групповые реактивы.

Анионы образуются р-элементами и некоторыми d-элементами. Большенство p- и d- элементов имеют переменные степени окисления и способы образовывать анионы, различающиеся по своим окислительно – восстановительным свойствам. Вследствие этого все анионы можно разделить на анионы-окислители, анионы-восстановители и нейтральные анионы, ни проявляющие ни окислительных ни восстановительных свойств. В анионах окислителях кислотообразующий элемент проявляет высшую степень окисления, в анионах-восстановителях – низшую степень окисления. В концентрированной серной кислоте сульфат-анион имеет свойства только окислителя. Некоторые анионы в зависимости от условий проведения реакции проявляют свойства как окислителя, так и восстановителя. При анализе смесей анионов восстановителей с помощью окислителей и наоборот необходимо принимать во внимание значение стандартных потенциалов (Е0) образующихся окислительно-востановительных систем. Например если в растворе содержится несколько анионов восстановителей (Cl-, Br-, I-, S2-), то добавляемый окислитель –подкисленный раствор перманганата калия KMnO4 – будет реагировать в первую очередь с самым сильным анионом восстановителем S2-, окисляя его до свободной серы.

Классификация ионов основывается в большинстве случаев на различиях в растворимости солей бария и серебра соответствующих кислот. При анализе анионов групповые реагенты применяются для обнаружения групп. Понятно что если установлено отсутствие данной группы то нет смысла проводить реакции на отдельные, входящие анионы.

19. Кислотно-основное равновесие в водных растворах. Автопротолиз воды. Константа автопротолиза воды.

1. Кислотно-основное равновесие воды.

Вода – слабый электролит. Уравнение диссоциации воды выглядит следующим образом:

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-

Согласно закону действующих масс, константа диссоциации имеет вид:

К = [H⁺] [OH^-]

[H₂O]

или К [H₂O] = [H⁺] [OH^-],

где [H⁺] и [OH^-] – концентрация ионов, моль/л; [H₂O] – концентрация недиссоциированных молекул, моль/л.

Экспериментально установлено, что в 1 л воды при комнатной температуре (22 ^оС) диссоциирует 10^-7 моль молекул и при этом образуется 10^-7 моль/л катионов H⁺ и 10^-7 моль/л анионов OH^-.

Концентрацию молекул воды считают практически постоянной, так как вода практически полностью находится в виде недиссоциированных молекул H₂O, значит левую часть уравнения будем считать величиной постоянной:

К H₂O = [H⁺] [OH^-]

К H₂O называют ионным произведением воды. При комнатной температуре К H₂O = 10^-14, отсюда [H⁺] [OH^-] = 10^-14 моль/л.

Процесс диссоциации воды является обратимым:

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-

Если к дистиллированной воде добавить немного кислоты, то концентрация ионов [H⁺] увеличится во много раз. Равновесие сместится влево, в сторону образования молекул воды:

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-

Через некоторое время в системе установится равновесие, концентрации ионов [H⁺] и [OH^-] изменятся, но их произведение будет по-прежнему равно 10^-14 моль/л. При добавлении к дистиллированной воде раствора щелочи, увеличится концентрация ионов [OH^-], равновесие сместится влево в сторону образования новых молекул воды. При установлении равновесия концентрации ионов [H⁺] и [OH^-] изменятся, но их произведение останется равным 10^-14 моль/л. Следовательно, если увеличить концентрацию ионов H⁺, то концентрация ионов OH^- уменьшится во столько же раз, и наоборот.