Кислота, основание и соль с точки зрения теории электрической диссоциации. Сильные электролиты.
Кислоты-электролиты, которые диссоциируют на катион водорода и анион кислотного остатка.
Основания-электролиты, растворы которых диссоциируют на катион металла и гидрокс групп.
Соли-электролиты, растворы которых диссоциируют на катионы основных и анионы кислотных остатков
Сильные электролиты-электролиты степень диссоциации в растворах равна 1 и не зависит от концентрации ионов.
Электрическая диссоциация воды. Степень диссоциации воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксидный показатель. Шкана pH.
H2OóH++OH-
Степень диссоциации воды очень мала L<0.03.
Ионное произведение воды:
K·[H2O] = Kв = 1,8·10−16 моль/л·55,56 моль/л = 10−14моль²/л² = [H+]·[OH−] (при 25 °C).=const
Водородный показатель
Гидроксидный показатель
Шкала pH
В нейтральной среде рН=7, в кислой – pH <7, в щелочной - рН>7.
25) Ионное равновесие и условия протекания обменных реакций в растворах электролитов. Составление ионно-молекулярных уравнений реакций: для молекулярного уравнения составить краткое ионно-молекулярное уравнение или по краткому ионно-молекулярному уравнению составить молекулярное уравнение реакции.
Реакции обмена-наз.реакции, протекающие в водных растворах между кислотами,основаниями и солями.(между ионами на которые распадаются молекулы этих веществ)
Порядок составления реакции:
1) ЗАПИСЫВАЕМ МОЛЕКУЛЯРНОЕ УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ,НАХОДИМ КОЭФИЦИЕНТЫ
2) ДЛЯ ДАННОГО УРАВНЕНИЯ СОСТАВЛЯЕМ ПОЛНОЕ ИОННО МОЛЕКУЛЯРНОЕ УРАВНЕНИЕ. ЗАПИСЫВАЕМ В НЕМ В ВИДЕ МОЛЕКУЛ СЛАБЫЕ ИЛИ МАЛОРАСТВОРИМЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ(СИЛЬНЫЕ ЗАПИСЫВАЕМ В ВИДЕ ИОНОВ)
3) В ЛЕВОЙ И ПРАВОЙ ЧАСТЯХ ПОЛНОГО ИОННО МОЛЕКУЛЯРНОГО УРАВНЕНИЯ ИСКЛЮЧАЕМ ОДНОИМЕННЫЕ ИОНЫ
В РЕЗУЛЬТАТЕ ПОЛУЧАЕМ СОКРАЩЕННОЕ ИОННО-МОЛЕКУЛЯРНОЕ УРАВНЕНИЕ ОТРАЖАЮЩЕЕ СУЩНОСТЬ ПРОИСХОДЯЩЕГО ПРОЦЕССА(пример просмотреть в лекциях)
Ионное равновесие обратимого процесса смещается в сторону наиболее слабого электролита или менее растворимого соединения
Если в реакцию вступает сильный электролит,реакция не протекает,тк происходит только смешивание растворов.
Обратимые реакции-наз.реакции в которых в исходных веществах или в продуктах реакции есть либо слабые электролиты, либо малорастворимые вещества
Гидролиз солей. Основные типы гидролиза солей. рН растворов солей. Константа и степень гидролиза. Факторы, влияющие на степень гидролиза солей.
Гидролиз солей-взаимодействие ионов соли с ионами воды в результате чего изменяется характер среды.
Основ.типы:
1. Соли сильного основания и сильной кислоты (например, KBr, NаNО3) при растворении в воде не гидролизуются, и раствор соли имеет нейтральную реакцию. рН=7(нейтрал.)
2. Соли сильного основания и cлабой кислоты, например KClO, Nа2СО3, СН3СООNа, NаСN, Nа2S, К2SiO3. рН>7(щелоч.)
3. Соли слабого основания и сильной кислоты, например Аl2(SО4)3, FеСl2, СuВr2, NН4Сl. рН<7(кислая)
4. Соли слабого основания и слабой кислоты, например Аl2S3, Cr2S3, СН3СООNН4, (NН4)2СО3.
При растворении в воде таких cолей образуются малодиссоциирующие кислота и основание.
константа гидролиза-кол-венная величина,характеристика обратимого процесса гидролиза соли. Чем больше константа гидролиза тем в большей степени протекает гидролиз (температура и концентрация=постоянные)
Кг = Kw/Кд,
где Kw - ионное произведение воды (10-14), Кд - константа диссоциации кислоты.
Степень гидролиза
h= (Кг/См)1/2 См-молярная концентрация соли в растворе.
Факторы влияющие на гидролиз
1) Степень гидролиза зависит от природы соли. Чем слабее кислота или основание тем меньше константа диссоциации тем больше степень гидролиза
2) Зависит от концентрации соли в растворе. Чем меньше концентрация соли тем в большей степени гидролизуется соль
3) Зависит от температурыю при повышении хим.равновесие смещается вправо степень гидролиза увеличивается
4) Влияет концентрация кислоты или основания. (подробно в лекциях)
Окислительно-восстановительные реакции. понятие о степени окисления,валентности. Окислители. Восстановитеи. Принципы составления реакции о-в. Методы расстановки коэффициентов. рассмотреть на примере расстановку коэффициентов по методу электронного баланса.
Овр-реакции протекающие с изменением степени окисления веществ получившихся в результате и вступивших в реакцию
Окисление-процесс отдачи электронов атомом молекулой или ионом.
Вале́нтность (от лат. valēns «имеющий силу») — способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связей с атомами других элементов.(может там имелось ввиду восстановления….чета ката непонятно)
Окисли́тель — вещество, в состав которого входят атомы, присоединяющие во время химической реакции электроны
ВОССТАНОВИТЕЛИ, в-ва, отдающие электроны в окислит.-восстановит. р-циях.
Алгоритм овр:
1) Определить элементы изменяющие степень окисления
2) По изменению степени окисления атомов элементов найти число отданных электронов и принятых
3) Найти наименьшее общее кратное для этих чисел. По наименьшему общему кратному найти коэфф.для процессов овр исходя из того число отданных=числу принятых
4) Уравнять число атомов всех других элементов не участвующих в окислении и восстановлении.(пример в лекциях)
Метод расстановки коэффициентов……рассмотреть в лекциях!!!!!!
