- •1. Строение атома и периодическая система
- •Электронные формулы катионов (примеры)
- •Электронные формулы атомов элементов и их анионов (примеры)
- •Формулы высших оксидов элементов и их летучих водородных соединений
- •2. Химическая связь и строение вещества
- •3. Классы неорганических соединений
- •MnO (основн.) MnO2 (амфот.) Mn2o7(кислотн.)
- •Примеры тестовых заданий:
- •4. Способы выражения состава растворов
- •Примеры тестовых заданий:
- •5. Равновесия в растворах электролитов
- •Примеры тестовых заданий:
- •6. Окислительно-восстановительные реакции (овр)
- •Примеры тестовых заданий:
5. Равновесия в растворах электролитов
Сольватация –(упрощенно) – взаимодействие частиц растворенного вещества (молекул, ионов) с частицами растворителя.
Гидратация – (частный случай сольватации) - взаимодействие частиц растворенного вещества (молекул, ионов) с молекулами воды.
Распад вещества на сольватированные ионы под действием молекул растворителя – электролитическая диссоциация. Степень диссоциации α – отношение концентрации продиссоциировавших молекул к общей концентрации молекул.
Сильные электролиты – вещества, которые при растворении практически полностью диссоциируют на ионы. Сильными электролитами являются сильные кислоты (см. табл. 3.1, с. 6), сильные основания (см. с. 7), почти все простые соли. Исключения: ZnCl2, ZnI2, CdCl2, CdI2, HgCl2, Hg(CN)2, Fe(NCS)3.
Слабые электролиты неполностью диссоциируют на ионы: так, в растворе сильной кислоты имеет место равновесие HCN ⇄ H+ + CN-, константу этого равновесия Kа = [H+]·[CN-]/[HCN] называют константой диссоциации кислоты.
Водородный показатель pH = -lg[H+], где [H+] – концентрация катионов водорода (протонов), моль/л.[или pH = -lgСH+, где СH+- концентрация катионов водорода (протонов)].
В кислой среде pH < 7, в нейтральной pH = 7, в щелочной pH > 7.
Показатель концентрации гидроксид-ионов pOH = -lg[OH-], где [OH-] – концентрация анионов OH-, моль/л.
Гидролиз соли - взаимодействие ионов соли с водой, которое приводит к образованию слабой кислоты или слабого основания. Степень гидролиза h – отношение концентрации соли, подвергшейся гидролизу, к общей концентрации соли в растворе. Реакции гидролиза, как правило, обратимы. Необратимо гидролизуются только те соли, продукты гидролиза которых уходят из раствора в виде нерастворимых или газообразных соединений.
Три типа (случая) гидролиза.
1. Гидролиз по аниону происходит в растворах солей, состоящих из анионов слабых кислот и катионов сильных оснований. Например, 1.1. Цианид калия KCN. Сокращенная ионная форма уравнения реакции гидролиза CN- + H2O ⇄ HCN + OH- (одна ступень гидролиза), среда щелочная, pH > 7.
Константа гидролиза Кг = [HCN]·[OH-]/[CN-] (не включает катион соли).
1.2. Сульфид натрия Na2S – соль слабой двухосновной сероводородной кислоты H2S, две ступени гидролиза соли: 1. S2- + H2O ⇄ HS- + OH- 2. HS- + H2O ⇄ H2S- + OH- , pH > 7. Гидролиз преимущественно протекает по первой ступени.
2. Гидролиз по катиону происходит в растворах солей, состоящих из анионов сильных кислот и катионов слабых оснований. Например, 2.1. Нитрат аммония NH4NO3. Сокращенная ионная форма уравнения реакции гидролиза NH4++ H2O ⇄ H+ + NH3·H2O (одна ступень гидролиза), среда кислая, pH < 7.
2.2. Хлорид железа(III) FeCl3 – соль слабого трехкислотного основания Fe(OH)3, три ступени гидролиза соли:1. Fe3+ + H2O ⇄ (FeOH)2+ + H+ 2. (FeOH)2+ + H2O ⇄ [Fe(OH)2]+ + H+ 3. [Fe(OH)2]+ + H2O ⇄ Fe(OH)3 + H+, среда кислая, pH < 7. Гидролиз преимущественно протекает по первой ступени.
3. Гидролиз по катиону и по аниону одновременно характерен для солей, которые образованы из катионов слабых оснований и анионов слабых кислот. Например, ацетат аммония CH3COONH4, карбонат алюминия(III) Al2(CO3)3, сульфид хрома(III) Cr2S3. Среда близка к нейтральной.