Условия образования и растворения осадков

Если ПК=ПР, ΔG= 0 – система находится в равновесии(р-р насыщенный)

Если ПК<ПР, ΔG<0- самопроизвольно протекает процесс растворения осадка(р-р насыщенный)

Если ПК>ПР, ΔG>0 – возможен обратный процесс-выпадение осадка(р-р перенасыщенный)

Для определения присутствия веществ, анионов, катионов используются качественные реакции. Проведя их можно подтвердить однозначно их наличие. Эти реакции широко используются при проведении качественного анализа, целью которого является определение наличия веществ или ионов в растворах или смесях.

В процессе протекания некоторых качественных реакций выделяется осадок.

Вопрос22. Жесткость воды. Временная и постоянная жесткость. Методы снижения жесткости воды.

Жёсткость воды — совокупность химических и физических свойств воды, связанных с содержанием в ней растворённых солей щёлочноземельных металлов, главным образом,кальция

и магния (так называемых «солей жёсткости»).

Различают временную (карбонатную) жёсткость, обусловленнуюгидрокарбонатами

кальция и магния (Са(НСО₃)₂; Mg(НСО₃)₂), и постоянную (некарбонатную) жёсткость, вызванную присутствием других солей, не выделяющихся при кипячении воды: в основном, сульфатов и хлоридов Са и Mg (CaSO₄, CaCl₂, MgSO₄, MgCl₂).

 

Методы снижения жесткости воды

1)фильтрование

2) Декарбонизация / частичное обессоливание

При декарбонизации или частичном обессоливании воды ионы кальция и магния, образующие карбонатную жесткость, заменяются на водородные ионы (Н-катионирование). Некарбонатная жесткость - называемая также "остаточная" жесткость - при этом остается, а это означает: если нарушения происходят только из-за карбонатной жесткости, достаточно произвести лишь декарбонизацию воды

3) Полное обессоливание воды

Во многих случаях для обессоливания воды используют метод ионного обмена (иногда совместно с обратным осмосом). В связи с тем, что растворенные соли диссоциированы в воде на катионы и анионы, процесс полного обессоливания воды происходит в двух различных стадиях: вначале катионы замещаются ионами водорода (Н*), затем анионы на гидроокиси (ОН~). В итоге остается вода - Н2О. Таким образом, для полного обессоливания воды требуется два самостоятельных и различных типа ионного обмена: катионовый фильтр и анионовый фильтр. В обоих случаях существует множество вариантов, которые в значительной степени различаются селективной способностью ионообменной смолы.

Вопрос23. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Шкала водородного показателя. Колориметрические и потенциометрические методы определения рН среды. Индикаторы. Изменение окраски индикаторов в зависимости от реакции среды.

Вода достаточно плохо диссоциирует. Но всё же обладает измеримой проводимостью. Вода диссоциирует на катионы водорода и анионы гидроксила. Так как степень диссоциации воды крайне мала то концентрация недиссоциированных молекул H2O в воде практически равна общей концентрации воды. Для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение ионов водорода и гидроксил -ионов есть величина постоянная = ионное произведение воды.=10^-14. Растворы в которых концентрации ионов водорода = концентрации ионов гидроксила называются нейтральными([H⁺]=10^-7). Если водорода больше([H⁺]>10^-7) то кислый, если гидроксила([H⁺]<10^-7), то основной, но произведение ВСЕГДА остаётся постоянным. Кислотность или щелочность среды выражается водородным показателем pH=-lg[H⁺] Методы измерения: колориметрический и потенциометрический. Колориметрический метод основан на свойстве кислотно – основных индикаторов изменять свою окраску в зависимости от активности ионов водорода в растворе (в общем по цвету индикатора). Потенциометрический метод – электрохимический метод анализа, основанный на зависимости величины электродного потенциа

ла, а, следовательно, и ЭДС, составленного из соответствующих электродов гальванического элемента, от состава раствора (Короче проводимость воды)

 

Название индикатора	Цвет индикатора в различных средах
в кислой	в нейтральной	в щелочной
Метиловый оранжевый   Метиловый красный   Фенолофталеин   Лакмус	Красный(pH<3,1)     Красный (pH<4,2)     Бесцветный (pH<8)   Красный (pH<5)	Оранжевый (3,1<pH<4,4)   Оранжевый (4,2<ph<6,3)   Бледно-малиновый (8<pH<9,8) Фиолетовый (5<pH<8)	Желтый (ph>4,4)     Желтый (pH>6,3)     Малиновый (pH>9,8)   Синий (pH>8)

 

Вопрос24. Гидролиз солей. Типичные случаи гидролиза солей. Степень и константа гидролиза. Полный гидролиз. Напишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза следующих солей: FeCl₃, K₃PO₄, Na₂SО₄, Al₂S₃. Укажите реакцию среды в водных растворах этих солей.

Гидролиз солей – процесс взаимодействия в-ва с водой, при котором составные части в-ва взаимодействуют с составными частями воды, образуя слабодиссоциирующие ионы или молекулы. При гидролизе происходит изменение реакции среды. Гидролизу подвергаются соединения различных классов. Гидролизу будут подвергаться соли, образованные: а)сл.основание и сильн.кислотой. б)сл.кислотой и силь.основание в)сл.кислотой и сл. основанием.; Соли образованные силь.основ и силь.кисл (NaCl,NaNO₃) гидролиз является процессом обратимым: чем слабее электролит, образующий соль, тем глубже протекает процесс гидролиза. Гидролиз протекает тем полнее, чем слабее электролит, образовавший соль, чем выше температура и чем больше разбавление раствора.

Степень гидролиза – доля в-ва подвергшееся гидролизу. Зависит: от константы равновесия, от температуры, от концентрации соли. Константа гидролиза – это отношение произведения концентраций кислоты и основания к концентрации образовавшейся соли. K_гидр=К_в /К_{д.сл.электр.}

1) Al₂ (SO₄)₃+H₂O=2AlOHSO₄+H₂SO₄ (сл. + сильн.)

2) Na₂CO₃+H₂O=NaHCO₃+NaOH (сильн. + сл.)

3) Cr₂ (CO₃)₃+H₂O=Cr(OH)₃|_-+H₂CO₃(сл. +сл.)

4)KNO₃ гидролизу не подвергается (сильн. + сильн.)

Вопрос25. Окислительно-восстановительные реакции. Степень окисления элемента. Окислитель и восстановитель. Процессы окисления и восстановления. Приведите примеры типичных окислителей и восстановителей. Какие процессы представляют собой процессы окисления, а какие восстановления:

S^-2 -> S⁰;Cr₂O₇^2-; -> Cr⁺³ ;Mg⁰->Mg⁺²; O₂ +2H₂O->4OH^-

Окислительно-восстановительные реакции – такие реакции, в результате которых изменяется степень окисления одного из реагирующих веществ. Степень окисления – условный заряд атома в молекуле, возникающий, исходя из предположения, что электроны не смещены, а полностью отданы атому более электроотрицательному. Процесс окисления – процесс отдачи электронов атомами, молекулами или ионами, при этом степень окисления повышается, а вещество является восстановителем. Процесс восстановления – процесс присоединения электронов атомами, молекулами или ионами, при этом степень окисления понижается, а вещество является окислителем. Окислитель – вещество, которое принимает электроны, при этом оно восстанавливается. Восстановитель – вещество, которое отдает электроны, при этом оно окисляется. Типичные восстановители: активные металлы (щелочные и щелочноземельные, Zn, Al, Fe, и др. Me⁰ –ne à Me ⁺ⁿ), а также некоторые неметаллы, H₂ и C (в виде угля или кокса),S. Типичные окислители - неметаллы (F₂,Cl₂,Br₂,I₂, O₂), галогены, выступая в кач. окислителей, приобретают степень окисленности -1 (от F к I окислительные св-ва ослабевают).

Вопрос26. Классификация окислительно-восстановительных реакций. Приведите примеры реакций каждого типа. Составьте уравнения соответствующих реакций с помощью метода электронного баланса.

Межмолекулярный тип реакции. Если окислитель и восстановитель находятся в молекулах различных в-в. (H₂S⁺⁴ O₃+H₂S^-2=S⁰+H₂O) Тип Диспропорционирования или самоокисления-самовосстановления. Когда окислитель и восстановитель представлены одним и тем же в-вом с одинаковой степенью окисления (таким двойственным св-вом обладают неметаллы, кроме F₂ и O₂). (Cl₂⁰+NaOHàNaCl^-+NaCl⁺⁵ O₃+H₂O) Внутримолекулярный тип. Если в молекуле сложного в-ва содержатся атомы, один из которых явл. окислителем, другой – восстановителем.(N ^-3H₄N⁺³ O₂àN₂⁰+H₂O) Метод электронного баланса. Последовательность: 1. Составить схему реакции с указанием исходных и образ веществ, отметить элементы, изменяющие в результате реакции степень окисленности, найти окислитель и восстановитель. 2. Составить схемы полуреакций окисления и восстановления с указанием исходных и образующихся реально существующих в условиях реакции ионов и молекул. 3. Уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой частях полуреакций; при этом следует помнит, что в водных растворах в реакциях могут участвовать молекулы H₂O, ионы H⁺ или ион ОН^-. 4.Уравнять суммарное число зарядов в обеих частях каждой полуреакции; для этого прибавить к левой и правой частям полуреакции необходимое число электронов. 5. Подобрать множители (основные коэффициенты) для полуреакций так, чтобы число электронов, отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении. 6. Сложить уравнения полуреакций с учетом найденных основных коэффициентов. 7. Расставить коэффициенты в уравнении реакции.

Вопрос27. Характер взаимодействия металлов с водой, растворами солей, щелочей и кислот. Особенности взаимодействия металлов с концентрированной серной кислотой и азотной кислотой. Как реагирует железо с сильно разбавленной, разбавленной и концентрированной азотной кислотой? Составьте уравнения соответствующих реакций.