равновесия: (произведение растворимости).

Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого электролита произведение концентраций его ионов, возведённых в степень с показателем, равным стехиометрическому коэффициенту при данном ионе, при данной температуре – величина постоянная.

Произведение растворимости , как и коэффициент диссоциации зависит от природы растворённого вещества, природы растворителя и температуры.

Произведение растворимости характеризует сравнительную растворимость однотипных веществ: чем больше произведение растворимости данного вещества, тем больше его растворимость.

18. 25. Константа воды. Водородный показатель (pH).

Вода является слабым электролитом.

Концентрация воды в разбавленных растворах электролитов практически постоянная. Поэтому можно считать постоянным и ионное произведение воды.

При .При увеличении температуры возрастает.

В любом водном растворе присутствуют и .

Кислотность и щёлочность среды обычно характеризуется концентрацией водородных ионов или водородным показателем pH

pH = 7 - нейтральный раствор

pH < 7 – кислотный раствор

pH > 7 – щёлочный раствор

Качественно определить реакцию среды можно с помощью индикатора:

Реакция	Индикатор
	лакмус	метилоранж	фенолфталеин
кислотная	красный	розовый	бесцветный
щелочная	синий	жёлтый	малиновый

16. 26. Буферные растворы.

Буферные растворы – растворы с определённой концентрацией ионов водорода, которая мало изменяется при разбавлении и при добавлении концентрированной кислоты или щёлочи. Они состоят, либо из слабой кислоты и её соли, образованной сильным основанием, либо из слабого основания и его соли, образованной сильной кислотой.

– слабая кислота

– соль диссоциирует нацело

Под буферной ёмкостью понимают количество эквивалентной кислоты или щёлочи, которые необходимо добавить к одному литру раствора, чтобы водородный показатель pH изменился на единицу: .

14. 27.Гидролиз солей: типы, константа и степень гидролиза.

Гидролиз солей – взаимодействие ионов соли с водой, приводящие к образованию слабого электролита. Гидролиз характеризуется степенью гидролиза h и константой гидролиза .

, где C –количество гидролизующихся молекул, – общее число молекул

Различают 3 типа гидролиза солей:

1. 1. гидролиз по катиону (+) – соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием ( , , )

Например, :

(1)

(2)

(3)

(1)+(3) т. е. (4)

2. (5) молярный вид

3. для (4) (6)

4. (7)

5. подставим в (6)

6. , т.к.

7. 

8. 

9. 

10. по (7) и (4)

(5) молекулярный вид

В этом случае pH < 7 – кислая, т.к происходит накопление ионов .

для (4) (6)

(7)

подставим в (6)

, т.к.

по (7) и (4)

2. гидролиз по аниону (-) – соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием

Например,

(1)

(2)

(3)

(1)+(3) (4)

(5)

Тогда: ,

3. гидролиз по аниону и катиону (+ и -) – соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием

Например

(1)

(2)

(3)

(4)

В этом случае: ,

№ группы = указывает наивысшую положительную степень окисления

8–№ группы = указывает низшую отрицательную степень окисления

Реакции, протекающие с изменением степени окисления – окислительно-восстановительные реакции (ОВР).

– ОВР

– не ОВР

Окисление – процесс отдачи электронов веществом, т.е. повышение степени окисления элемента (например: (с 0 до +2)).

Вещества, отдающие свои электроны в процессе реакции, называются восстановителями ( из восстановленной формы в окисленную).

К типичным восстановителям относятся простые вещества: металлы, , анионы, содержащие атомы с низкой степени окисления.

Восстановление – процесс смещения электронов к веществу, т.е. понижение степени окисления элемента (например: (с +2 до 0)).

Вещества, принимающие чужие электроны в процессе реакции, называются окислителями ( из окисленной формы в восстановленную).

12. 28. Окислительно-восстановительные реакции: степень окисления, окислитель и восстановитель (важнейшие окислители и восстановители), типы окислительно-восстановительных реакций.

Для характеристики состояния элементов в соединениях введено понятие степени окисления. Степень окисления – воображаемый заряд атома в соединении, вычисляемый, исходя из предположения, что соединение состоит из ионов (+, –, 0).

1. 1. Степень окисления элемента в простом веществе, например в Na или в равна 0.

2. 2. Степень окисления элемента в виде одноатомного иона в ионном соединении, например , равна заряду данного иона.

3. 3. В соединении с ковалентными полярными связями отрицательный заряд относят к более электроотрицательному элементу, причём применимы следующие степени окисления:

а.F = -1

b.O = -2 , исключение: пероксиды = -1; надпероксиды = - 1/2,; озониды = - 1/3;

c.H = +1 исключение солеобразующие гидриды LiH = -1

d.щелочные Me = + 1

13. e. Щелочноземельные Ме = +2

в щелочной среде – гидроксильными ионами

( );

восст. окисл.

19. 30. Электродные процессы: двойной электрический слой, (стандартный) электродный потенциал.

При погружении металлической пластины в какую-нибудь полярную жидкость ( ) происходит взаимодействие полярных молекул жидкости с катионами Ме. Катионы переходят (гидратируют) в раствор. Избыточные электроны остаются на пластине. Отрыв 1-ых катионов происходит быстрее, чем последних.

Условие равновесия:

На границе раздела Ме – раствор возникает разность потенциалов . – электродный потенциал.

в восстановленную).

К типичным окислителям относятся простые вещества, атомы которых характеризуются высокой электроотрицательностью: (галогены, ), соединения (пероксиды), соединения благородных газов ( ), катионы и анионы, содержащие атомы с высокой степенью окисления ( ).

Окисление и восстановление протекают как единый процесс:

-восстановитель, – окислитель.

Число электронов, принимающих участие в окислении равно числу электронов, принимающих участие в восстановлении.

Существует 3 типа ОВР:

1.межмолекулярные ( );

1. 2.внутримолекулярные (окислителем и восстановителем могут быть атомы одной и той же молекулы) ( );

2. 3.диспропорционирования (окисление и восстановление атомов или ионов одного и того же элемента) ( ).

21. 29. Методы составления уравнений окислительно-восстановительных реакций (метод электронного баланса, метод полуреакций).

22. При составлении уравнения ОВР используют 2 метода:

- метод электронного баланса

- метод полуреакций

Метод полуреакций основан на составлении ионных уравнений процессов окисления и восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение.

Слабые электролиты, неэлектролиты, газы, твёрдые вещества, осадки, записываются в молекулярном виде.

---- Если реагенты содержат больше атомов О, чем продукта реакции, то избыток устраняется:

в кислой среде – ионами ( );

• в нейтральной и щелочной среде – молекулами ( );

• ---- Если реагенты содержат меньше атомов О, чем продукта реакции, то недостаток восполняется:

• в кислой и нейтральной среде – молекулами

• ( );

• в щелочной среде – гидроксильными ионами ( )