Основные положения теории электролитической диссоциации

1. Электролиты при растворении в воде диссоциируют на ионы - положительно и отрицательно заряженные частицы.

2. Под воздействием электрического тока ионы движутся: положительно заряженные к катоду (называются катионами), отрицательно заряженные к аноду (называются анионами).

3. Процесс диссоциации – процесс для слабых электролитов обратимый: распад молекул на ионы - диссоциация, соединение ионов в молекулу - моляризация.

16.Понятие о сильных и слабых электролитах. Степень диссоциации. Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Смещение равновесия в растворах слабых электролитов.

По степени диссоциации все электролиты подразделяются на сильные (a > 30%) (соли, щелочи, кислоты H₂SO₄; HNO₃, HCl, HI, HBr, HClO₄, HMnO₄ и др.) и слабые (a < 30%) (HCN, CH₃COOH, H₂S, H₂CO₃, NH₃´H₂О и др.). Степень диссоциации электролитов зависит от следующих факторов:

1. От природы растворителя и растворяемого вещества, что выражается законом Кулона:

где: f - сила электростатического притяжения между ионами; e₁, е₂ - заряды ионов; r - расстояние между ионами, e - диэлектрическая проницаемость растворителя (для Н₂O = 80,4; для бензола = 2,3).

2. От температуры. При повышении температуры у сильных электролитов степень диссоциации уменьшается, у слабых возрастает.

3. От концентрации. С увеличением концентрации степень диссоциации уменьшается/

4. От наличия одноименных ионов. Прибавление одноименных ионов уменьшает степень диссоциации. Смещение равновесия в растворах слабых электролитов в присутствии сильных электролитов с одноименными ионами происходит в сторону образования их молекул.

К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, применим закон химического равновесия.

Например, для процесса диссоциации уксусной кислоты:

CH₃COOH H+ + CH₃COO^-

константа равновесия имеет вид:

Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации (К), величина которой зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Она характеризует способность данного вещества распадаться на ионы, чем больше величина К, тем лучше электролит диссоциирует. При ступенчатой диссоциации вещества распад по последующей ступени всегда происходит в меньшей степени, чем по предыдущей. Иначе говоря, соблюдается неравенство: K1 > К2 > К3..

или

Это уравнение выражает закон разбавления Оствальда (1888 г.). Оно дает возможность вычислять степень диссоциации для бинарных электролитов при их различных концентрациях, если известна константа диссоциации.

Для растворов, в которых диссоциация электролита очень мала, уравнение закона Оствальда упрощается, т. к, α«1, то величиной α в знаменателе можно пренебречь, т. е.

или

17. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН).

Вода не является электролитом, но в ничтожно малой степени диссоциирует:

Н₂O H⁺ + OH^-

Применяя закон действующих масс к диссоциации воды, получаем:

или [H+][OH-] = K[H₂O]

Обозначив К[Н₂О] через КH₂O получаем [Н+][ОН-]=КH₂O. Величина КH₂O. показывает чему равно произведение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов в воде и поэтому называется ионным произведением воды. КH₂O. = К[H₂O] = 1,8´10^-16´55,56=10^-14-Ионное произведение воды КH₂O.

18.Ограниченность теории кислот и оснований Аррениуса. Протолитическая теория кислот и оснований Бренстеда-Лоури. Основные понятия: протолитическая реакция, кислота, основание, амфолит. Сопряженные пары кислота-основание

. Частицы, выполняющие функции как кислоты, так и основания, называются амфолитами, например: Н₂O, NH₃, HSO₄^-, [AI(H₂O)₅OH]²⁺. Реакции, сопровождаемые переносом протонов, называются протолитическими. Частица, в которую превращается кислота в протолитической реакции, называется сопряженным этой кислоте основанием; частица, в которую превращается основание, приобретая протон, называется сопряженной кислотой. Кислота и сопряженное ей основание, или основание и сопряженная ему кислота, составляют одну кислотно-основную пару. Примером протолитических реакций могут служить процессы: ионизации Н₂О + NH₃ ОН^- + NH₄⁺,

нейтрализации H₃O⁺ + ОН^- Н₂О + Н₂О,

гидролиза по катиону NH₄⁺ + H₂O NH₃ + Н₃O⁺;

[АI(Н₂O)₆]³⁺ + Н₂O [АI(H₂О)₅ОН]²⁺ + Н₃О⁺

по аниону S^2- + Н₂О ОН^- + HS^-

19. Ограниченность теории Бренстеда-Лоури. Электронная теория кислот и оснований Льюиса. Основные понятия: кислота, основание. Представление о жестких и мягких кислотах и основаниях, концепция ЖМКО. По электронной теории кислотой называется любая частица, которая может присоединяться к неподеленной электронной паре другой частицы (кислота - акцептор неподеленной электронной пары). Основание - любая частица, которая имеет неподеленную электронную пару, (основание - донор неподеленной электронной пары). Примером кислот могут служить ионы Н+, ионы металлов (Ag⁺, АI³⁺, Сг³⁺), оксиды неметаллов (SO₃, CO₂), галогениды бора и металлов (BF₃, BCl₃, SnCl₄, ZnCl₂).К основаниям относятся: аммиак и его производные, Н₂O, эфиры (С₂Н₅-О-C₂H₅)n, гидроксид ионы, ионы галогенов и халькогенов (Cl^-, S^2-). Поляризацией ионов называется явление электростатического взаимодействия ионов, приводящее к деформации их электронных оболочек. Способность ионов к поляризации характеризуется поляризуемостью. «Жесткой» называют частицу с низкой поляризуемостью, а «мягкой» - с высокой поляризуемостью.Жесткие ионы обычно имеют маленькие радиусы, большие заряды, часто благородногазовую конфигурацию (Н⁺, Li⁺, Be²⁺, AI³⁺, Fe³⁺, Ti⁴⁺, F^-, Сl^-, О^2-). Для жестких частиц характерна высокая электроотрицательность, они не окисляются или окисляются с трудом (СO₂, SO₃, H₂O, NH₃).Мягкие ионы имеют, как правило, большие размеры, низкие заряды, часто псевдоблагородногазовую конфигурацию (Ag⁺, Сu²⁺, Au⁺, Hg²⁺, Pb²⁺, I^-, S^2-). Мягкие частицы обладают низкой электроотрицательностью, легко окисляются (СО, SO₃², S₂O₃^2-, CN^-, Н^-). Основной принцип учения о ЖМКО: мягкие кислоты эффективно взаимодействуют с мягкими основаниями, а жесткие - с жесткими. Представление о мягких и жестких кислотах и основаниях позволяет прогнозировать прочность соединений, объясняет нахождение элементов в виде тех или других соединений в природе.

20. Гидролитические процессы. Гидролиз солей. Гидролиз, как результат поляризационного взаимодействия ионов соли с молекулами воды. Механизм гидролиза по катиону и по аниону. Гидролиз с точки зрения протолитической теории кислот и оснований. Гидролиз как обратимый процесс. Константа гидролиза. Влияние различных факторов на равновесие процесса гидролиза. С точки зрения теории электролитической диссоциации Аррениуса, гидролизом называется реакция обменного взаимодействия между водой и растворенным в ней веществом.

В зависимости от состава солей различают три типа гидролиза:

1. Гидролиз солей, образующих в растворе катионы, не обладающие поляризующими и электроноакцепторными свойствами, а анионы с высокой электронодонорной активностью, т. е. гидролиз солей, образованных катионами сильного основания и анионами слабой кислоты.

диссоциация CH₃COONa ® Na⁺ + СН₃СОО^-

гидролиз СН₃СОО^- + Н₂О СН₃СООН + ОН^- Na⁺®Na⁺

СН₃СОО^- + Na⁺ + H₂O СН₃СООН+ ОН^- + Na⁺

CH₃COONa + Н₂О СН₃СООН + NaOH

Такой тип гидролиза называется гидролизом по аниону. Если соль образована катионами сильного основания и анионами многоосновной слабой кислоты, гидролиз идет ступенчато, например:

диссоциация - Na₂CO₃ ® 2Na⁺ + CO₃^2- гидролиз

I ступень: СO₃^2- + Н₂О НСО₃^- + ОН^- 2Na⁺® 2Na⁺

2Na⁺ + СO₃^2- + H₂O HCO₃^- + OH^- + 2Na⁺ + ОН^-

II ступень: HCO₃^- + H₂O H₂CO₃ + OH^-

Na⁺®Na⁺

Na⁺ + HCO₃^- + H₂O H₂CO₃ + OH^- + Na⁺ NaHCO₃ + H₂O NaOH + CO₂ + H₂O

диссоциация - К₃РО₄ ® 3К⁺ + РО₄^3- гидролиз

I ступень PO₄^3- + Н₂О НРО₄^2- + ОН^- 3К⁺® 3К⁺

К₃РО₄ + Н₂ К₂НРO₄ + КОН

II ступень HPO₄^2- + Н₂O Н₂РO₄^- + ОН^-

2К⁺®2К⁺

К₂НРО₄ + Н₂O KH₂PO₄ + КОН

При обычных условиях гидролиз идет преимущественно по I ступени. Таким образом, при гидролизе солей этого типа образуется или слабая кислота или кислая соль многоосновной кислоты, в растворе накапливаются гидроксид-ионы, сообщая ему щелочную реакцию.

2. Гидролиз солей, образующих в растворе катионы, оказывающие поляризующее действие и анионы - слабые доноры электронных пар, или гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз по катиону)

A. AI₂(SO₄)₃ ® 2AI³⁺ + 3SO₄^2-

I ст. 2АI³⁺ + 2Н₂O 2АIOН²⁺ + 2Н⁺

3SO₄^2- ® 3SO₄^2-

AI₂(SO₄)₃ + 2H₂O 2AIOHSO₄ + H₂SO₄

II ст. 2АIOН²⁺ + 2Н₂O 2AI(OH)₂⁺ + 2Н⁺

III ст. 2AI(OH)₂⁺ + 2Н₂O 2АI(ОН)₃ + 2Н⁺

Б. FeCl₃ ® Fe³⁺ + 3Сl^-

I ст. Fe³⁺ + Н₂О FeOH²⁺ + Н⁺

II ст. FeOH²⁺ + Н₂O Fe(OH)²⁺ + H⁺

III ст. Fe(OH)²⁺ + Н₂O Fe(OH)₃ + Н⁺ *

* При обычных условиях гидролиз идет по I ст.

В. NH₄NO₃® NН₄⁺ + NO₃^-

NH₄⁺ + Н₂О NH₃´H₂O + H⁺

(NH₄OH)

NO₃^-®NO₃^-

NH₄NO₃ + Н₂О NH₃´Н₂O + HNO₃

Процесс гидролиза является обратимым, поэтому к нему применим принцип Ле Шателье.. В соответствии с ним при разбавлении раствора гидролиз усиливается, т. к. увеличивается концентрация одного из компонентов — концентрация молекул воды. При нагревании процесс гидролиза также усиливается. Это объясняется тем, что гидролиз солей можно рассматривать как реакцию, обратную реакции нейтрализации, которая является экзотермической. Для подавления процесса гидролиза, т. е. смещения равновесия влево, следует увеличить концентрацию продукта гидролиза. Обычно для этого добавляется сильная кислота (для солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием) или щелочь (для солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой).

21.Электронная теория ОВ-реакций. ОВ-свойства элементов и их соединений в зависимости от положения элементов в ПС. Сопряженные окислительно-восстановительные пары.

22.Стандартные окислительно-восстановительные (электродные) потенциалы полуреакций. Определение направления ОВ-реакций по разности стандартных ОВ-потенциалов. Представления о влиянии среды (рН) на направление ОВ-реакций и характер образующихся продуктов.

II. Неорганическая химия

2. Водород. Положение в ПС, его особенность. Вода, пероксид водорода: строение молекул, свойства.

3. s-Элементы I группы: щелочные металлы. Общая характеристика, электронные формулы атомов. Соединения s-элементов I группы: оксиды; пероксиды; гидроксиды; соли, их растворимость, способность к гидролизу. Окраска пламени солями щелочных металлов. Биологическая роль щелочных металлов. Применение соединений щелочных металлов в медицине.

4. s-Элементы II группы. Общая характеристика. Электронные формулы атомов. Физические и химические свойства щелочноземельных металлов. Особые свойства бериллия и магния, диагональное сходство. Магний и его соединения: оксид, пероксид, гидроксид, сульфат, карбонат. Их свойства. Кальций и его соединения: оксид, пероксид, гидроксид, хлорид, сульфат, карбонат. Их свойства. Окраска пламени солями щелочно-земельных металлов. Биологическая роль кальция и магния. Применение соединений s-элементов II группы в медицине.

5. р-Элементы III группы. Общая характеристика. Бор: положение в ПС, электронная формула атома, степень окисления. Оксид бора. Борная кислота, получение, кислотные свойства с позиции электронной теории кислот и оснований. Бура. Тетраборат натрия, гидролиз. Эфиры борной кислоты. Качественная реакция на борную кислоту. Биологическая роль бора. Применение соединений бора в медицине.

6. Алюминий: положение в ПС, электронная формула атома, степень окисления. Оксид и гидроксид алюминия, получение, свойства. Амфотерность гидроксида алюминия с позиций теории электролитической диссоциации и протолитической теории кислот и оснований. Орто- и метаалюминаты, гидроксосоли, квасцы. Гидролиз солей алюминия. Применение соединений алюминия в медицине и фармации.

7. р-Элементы IV группы. Общая характеристика. Углерод: положение в ПС, особенность электронного строения атома, электронная формула, возможные степени окисления. Активированный уголь. Биологическая роль углерода. Применение углерода и его соединений в медицине.

8. Оксид углерода (IV): получение; физические свойства. Равновесия в водном растворе CO₂. Угольная кислота, её свойства. Соли угольной кислоты, их гидролиз. Качественная реакция на карбонат-ионы и углекислый газ.

9. Кремний: положение в ПС, электронная формула атома, возможные степени окисления. Нахождение в природе. Оксид кремния (IV), кремниевая кислота, силикаты, поликремниевые кислоты. Гидролиз силикатов. Стекло, выщелачивание стекла. Биологическая роль кремния. Применение соединений кремния в медицине и фармации.

10. Свинец и олово: положение в ПС, электронные формулы атомов, возможные степени окисления. Оксиды и гидроксиды, их получение и свойства. Гидроксокомплексы. Соли, их гидролиз. Окислительно-восстановительные свойства соединений олова (II) и свинца (IV). Качественные реакции на ионы олова (II) и свинца (II). Применение соединений свинца в медицине и фармации.

11. р-Элементы V группы. Общая характеристика. Электронные формулы атомов. Возможные степени окисления. Азот: положение в ПС, электронная формула атома, возможные значения валентности и степени окисления. Нахождение в природе. Строение молекулы. Биологическая роль азота. Применение соединений азота в медицине и фармации.

12. Водородные соединения азота. Аммиак: строение молекулы, получение, физические свойства, химические свойства (кислотно-основные, окислительно-восстановительные). Аммиакаты. Строение иона аммония. Соли аммония. Качественные реакции на аммиак и ионы аммония.

13. Оксиды азота. Применение оксида азота (I) (закиси азота) в медицинской практике.

14. Азотистая кислота, нитриты, их химические свойства (окислительно-восстановительные). Гидролиз нитритов. Качественная реакция на нитрит-ионы.

15. Азотная кислота. Строение молекулы по методу ВС. Физические и химические свойства. Соли, их растворимость, способность к гидролизу. Качественная реакция на нитрат-ионы.

16. Фосфор: положение в ПС, электронная формула атома, возможные степени окисления. Соединения с галогенами, их гидролиз. Оксиды фосфора, получение и свойства. Фосфористая кислота. Мета-, орто- и дифосфорные кислоты, их соли. Гидролиз фосфатов, гидро- и дигидрофосфатов. Качественные реакции на мета-, орто- и дифосфат-ионы. Биологическая роль фосфора. Применение соединений фосфора в медицине и фармации.

17. Мышьяк, сурьма, висмут: положение в ПС, электронные формулы атомов, возможные степени окисления. Оксиды, гидроксиды мышьяка, сурьмы, висмута (III) и (V). Гидролиз растворимых солей сурьмы (III) и висмута (III). Качественные реакции на арсенит- и арсенат-ионы. Качественная реакция на ионы висмута (III).

18. р-Элементы VI группы. Общая характеристика. Кислород: положение в ПС, электронная формула атома, возможные степени окисления. Биологическая роль кислорода. Применение кислорода в медицине.

19. Сера: положение в ПС, электронная формула атома, возможные степени окисления. Биологическая роль серы. Применение серы и ее соединений в медицине и фармации.

20. Сероводород, cтроение молекулы, получение, свойства. Сероводородная кислота, сульфиды, восстановительные свойства. Гидролиз сульфидов. Качественные реакции на сульфид-ионы.

21. Оксид серы (IV), сернистая кислота, сульфиты, их химические свойства (окислительно-восстановительные). Гидролиз сульфитов. Качественные реакции на оксид серы (IV) и сульфит-ионы.

22. Оксид серы (VI), серная кислота, свойства. Соли серной кислоты. Качественная реакция на сульфат-ионы. Тиосерная кислота. Тиосульфаты, устойчивость, восстановительные свойства. Качественные реакции на тиосульфат-ионы. Применение в медицине и фармации.

23. р-Элементы VII группы. Общая характеристика. Электронные формулы атомов. Возможные степени окисления. Физические и химические свойства: взаимодействие с водой, щелочами, окислительно-восстановительные свойства. Галогеноводороды, галогеноводородные кислоты: получение, восстановительные свойства галогенид-ионов; соли. Качественные реакции на галогенид-ионы. Биологическая роль йода и хлора. Применение галогенов и их соединений в медицине.

24. Соединения галогенов с кислородом. Оксокислоты хлора и их соли; зависимость силы кислот, устойчивости и окислительных свойств кислотных остатков от степени окисления хлора. Хлорная вода, хлорная известь, жавелевая вода; их свойства, применение.

25. Общая характеристика d-элементов. Особенности d-элементов: переменные степени окисления, типы образуемых ионов, комплексообразование, окраска соединений.

26. d-Элементы VI группы. Общая характеристика. Хром: положение в ПС, электронная формула атома, возможные степени окисления. Соединения хрома (II): оксид и гидроксид, их свойства. Соединения хрома (III): оксид, гидроксид, простые и комплексные соли. Получение, свойства, растворимость в воде, окраска. Амфотерность гидроксида хрома (III) с позиций теории электролитической диссоциации и протолитической теории кислот и оснований. Восстановительные свойства соединений хрома (III).

27. Соединения хрома (VI): оксид, хромовая и дихромовая кислоты, их соли. Равновесие в системе: хромат-ионы – дихромат-ионы в растворе. Окислительные свойства соединений хрома (VI). Хромовая смесь. Качественные реакции на хромат-ионы.

28. d-Элементы VII группы. Общая характеристика. Марганец: положение в ПС, электронная формула атома, возможные степени окисления. Соединения марганца (II), (IV), (VI), (VII): оксиды, гидроксиды, соли. Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов. Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца (II), (IV), (VI), (VII). Окислительные свойства перманганатов в кислой, нейтральной и щелочной средах. Качественные реакции на ионы марганца (II). Биологическая роль марганца. Применение перманганата калия в медицине и фармации.

29. d-Элементы VIII группы. Особенности конструкции VIII группы ПС. Семейство железа, электронные формулы атомов, возможные степени окисления. Биологическое значение железа и кобальта.

30. Соединения железа (II), (III) и (VI): оксиды, гидроксиды, соли. Кислотно-основные свойства гидроксидов железа (II) и (III) с позиций теории электролитической диссоциации и протолитической теории кислот и оснований. Окислительно-восстановительные свойства соединений железа (II) и (III). Качественные реакции на ионы железа (II) и (III). Применение соединений железа в медицине.

31. Соединения кобальта, никеля (II) и (III) – оксиды, гидроксиды, простые и комплексные соли. Биологическая роль кобальта. Применение соединений кобальта в медицине.

32. d-Элементы I группы. Общая характеристика подгруппы. Электронные формулы атомов и ионов меди (I) и (II), серебра (I).

33. Соединения меди (II): гидроксид, получение, свойства (амфотерность с позиций теории электролитической диссоциации и протолитической теории кислот и оснований; взаимодействие с раствором аммиака, альдегидами). Соли. Окислительные свойства соединений меди (II).

34. Соединения серебра (I): оксид, гидроксид, соли простые и комплексные. Получение и свойства. Гидролиз солей. Применение соединений меди и серебра в медицине и фармации. Качественные реакции на ионы меди (II) и серебра (I).

35. d-Элементы II группы. Общая характеристика. Электронные формулы атомов и элементарных ионов.

36. Соединения цинка: оксид, гидроксид, соли, комплексные соединения. Амфотерность гидроксида цинка с позиций теории электролитической диссоциации и протолитической теории кислот и оснований. Гидролиз солей цинка. Качественная реакция на ионы цинка. Биологическая роль цинка. Применение соединений цинка в медицине и фармации.

37. Соединения ртути (I): оксид, нитрат, хлорид. Реакция диспропорционирования. Соединения ртути (II): оксид, нитрат, хлорид, амидхлорид, сульфид; получение. Гидролиз, фотолиз, аммонолиз хлорида ртути (II). Качественные реакции на ионы кадмия и ртути (II). Токсикологическое значение кадмия и ртути.

Для успешной сдачи экзамена студент должен

ЗНАТЬ:

1. Классификацию и номенклатуру ИЮПАК неорганических соединений, в том числе комплексных.

2. Качественные реакции на борную кислоту; карбонат-ионы и оксид углерода (IV); ионы олова (II) и свинца (II); аммиак и ионы аммония; нитрит- и нитрат-ионы; орто-, мета- и дифосфат-ионы; арсенит- и арсенат-ионы; ионы висмута (III); сульфид-, сульфит- и сульфат-ионы; хлорид-, бромид- и иодид-ионы; ионы марганца (II); хромат-ионы; ионы железа (II) и (III); ионы меди (II); ионы серебра (I); ионы цинка, кадмия, и ртути (II); окраску пламени солями щелочных и щелочно-земельных металлов.

УМЕТЬ:

1. Свободно ориентироваться в конструкции ПС элементов Д.И.Менделеева.

2. Изображать электронные формулы и электронно-структурные диаграммы атомов элементов и их элементарных ионов, определять типы ионов по строению электронных оболочек.

3. Составлять электронные диаграммы молекул и сложных ионов по методу ВС. Изображать перекрывание атомных орбиталей, образующих связи.

4. По значению валентного угла определять тип гибридизации и пространственную конфигурацию частиц, по типу гибридизации определять валентный угол; определять тип перекрывания атомных орбиталей (s- и p-связи).

5. Определять составные части КС; составлять уравнения первичной и вторичной диссоциации КС; составлять выражение для общей константы нестойкости (К_н), по величине К_н характеризовать устойчивость КС.

6. Проводить анализ уравнения Гиббса.

7. Оценивать влияние различных факторов на смещение химического равновесия в соответствии с принципом Ле Шателье. Составлять выражение для константы равновесия.

8. Составлять схемы, характеризующие кислотно-основные свойства соединений с позиций наиболее приемлемых теорий кислот и оснований.

9. Составлять уравнения (ионно-молекулярные и молекулярные) гидролиза солей с теоретическим обоснованием на основе поляризационных представлений, а также рассматривать гидролиз с позиций протолитической теории кислот и оснований.

10. Составлять уравнения полуреакций (методом ионно-электронного баланса) и на их основе расставлять коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций.

11. Решать задачи с использованием правила Вант-Гоффа.

12. Решать задачи по теме «Растворы, способы выражения состава растворов» на пересчет массовой доли растворенного вещества (W) в молярную концентрацию (С) и наоборот (C®W).

13. Рассчитывать значения рН и рОН растворов кислот и щелочей с известной молярной концентрацией.

Зав. кафедрой неорганической, физической

и коллоидной химии, доцент Л.И. Щербакова

Экзаменационные вопросы по дисциплине «Химия общая и неорганическая»

для специальности «Фармация» на 2015/2016 уч. год рассмотрены и утверждены на заседании кафедры (протокол №6 от «11» ноября 2015 года).

Председатель Л.И. Щербакова

Секретарь Т.П. Блинова