Шпаргалка по Общей химии"

3. Ионы отличаются от атомов  как по строению, так и по  свойствам.

4.Диссоциация многих электролитов  – процесс обратимый. Одновременно идут два противоположных процесса: распад молекул на ионы (ионизация) и соединение ионов в молекулы (моляризация).

Электролиты – это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический  ток.

Электролиты, которые практически  полностью диссоциируют на ионы (ионизируются), называют сильными, а электролиты, которые не полностью ионизируются, - слабыми.

Для количественной характеристики полноты  диссоциации введено понятие  степени диссоциации.

Степенью диссоциации электролита (α) называют отношение числа молекул, распавшихся на ионы (N_и), к общему числу молекул, введённых в раствор (N_р):

 α = N_и / N_р

Степень диссоциации выражают в  процентах или долях единицы.

По степени диссоциации электролиты  условно подразделяют на:

Сильные – α > 0,3 (30%);

Слабые – α < 0,03 (3%);

Средней силы – (3%) 0,03 < α < 0,3 (30%)

 

 

 

Экспериментально степень диссоциации  определяют, измеряя отклонение коллигативных  свойств растворов электролитов (обычно температура кипения и  замерзания) от теоретических зависимостей:

Δt = i K С_m   

Изменение температуры замерзания или температуры кипения растворов  можно рассчитать после введения коэффициента, учитывающего  увеличение концентрации кинетически самостоятельных  частиц, вызванное диссоциацией части  молекул на ионы. Предложенный Вант-Гоффом эмпирический коэффициент i (изотонический коэффициент) показывает степень отклонения коллигиальных свойств растворов электролитов от растворов нелетучих неэлектролитов. Значение коэффициента i для растворов данного электролита увеличивается по мере его разбавления, стремясь в пределе к целому числу, равному числу ионов, возникающих при диссоциации формульной единицы электролита.

 

Количественно электролитическую  диссоциацию как равновесный  обратимый процесс можно охарактеризовать константой диссоциации:

K_d = {K⁺} + {A^-} / {KA}

Уравнение справедливо для разбавленных растворов слабых электролитов. Чем  сильнее диссоциирует электролит, тем  болеешь константа K_d. В отличие от степени диссоциации константа K_d зависит только от природы растворителя, электролита и температуры, но не зависит от концентрации раствора. Равновесие можно сместить добавлением сильного электролита, имеющего одноимённый ион.

Между константой K_d и степенью диссоциации α существует связь. Пусть в растворе электролита АВ устанавливается равновесие АВ <-> A⁺ + B^-. Концентрация { A⁺} = { B^-} = C α; концентрация недиссоциированных молекул составляет {AB} = C - C α = C (1 – α).

Подставляя эти выражения в  уравнение для константы диссоциации:

K_d = Cα²/ (1 – α)

Это соотношение называют законом  разведения Оствальда, оно выражает зависимость степени диссоциации  от концентрации раствора.

α = корень(K_d / C)

Для сильных электролитов степень диссоциации является кажущейся, так как они диссоциируют на ионы практически полностью.

Кажущаяся степень диссоциации: α = (i – 1) / (n – 1), где n – число ионов, на которое диссоциирует молекула.

Можно считать, что во всех процессах в растворах электролитов участвуют лишь «активные ионы», т.е. ионы, не принимающие участия в данный момент в межионных взаимодействиях. В связи с этим для оценки концентрированных эффектов вводится величина, называемая активностью (а), - эффективная концентрация, в соответствии с которой электролит участвует в различных процессах.

Активность связана с истинной концентрацией растворённого вещества соотношением:

а = f C, где а – активность электролита, моль/л; С – концентрация электролита, моль/л; f – коэффициент активности (<1) (безразмерный).

Коэффициент активности выражает отклонение раствора концентрацией С от поведения  раствора при бесконечном разведении, т.е. в отсутствие межионных взаимодействий.

В разбавленных растворах природа  ионов незначительно влияет на значения коэффициента активности, так как межионные взаимодействия определяются только зарядами ионов и их концентрацией.

Количественной характеристикой  межионных электростатических взаимодействий является ионная сила раствора.

Ионной силой раствора называют величину, равную полусумме произведения концентраций всех находящихся в растворе ионов на квадрат их заряда:

I = 0,5 ∑ C_iZ_i²    , где C_i – молярная концентрация иона i в растворе; Z_i – заряд иона i.

 

Гетерогенные процессы – это  процессы на границе раздела фаз. К гетерогенным относят прежде всего процессы, связанные с образованием и растворением малорастворимых веществ ионного типа. При контакте  таких веществ (сильных электролитов) с водой часть ионов переходит в раствор и устанавливается динамическое равновесие между гидратированными ионами электролита в водном растворе и кристаллами твёрдой фазы – гетерогенное равновесие. Раствор, находящийся в равновесии с твёрдой фазой, называют насыщенным.

Термодинамическим условием наступления  в системе равновесия является постоянство энергии Гиббса ΔG =0, а кинетическим условием – равенство скоростей процессов растворения и кристаллизации.

Обратимые процессы растворения происходят на границе раздела фаз независимо от количества кристаллического вещества, потому что его концентрация (и активность) в твёрдой фазе остаётся постоянной. Константу гетерогенного равновесия K_s называют константой растворимости.

Чем меньше активность (концентрация) ионов в растворе, тем меньше значение K_S и, следовательно, тем меньше растворимость.

 

 

 

 

 

 

Реакции ионного обмена.

Реакции между водными растворами электролитов – это реакции, в  которыз участвуют ионы. Поэтому  такие реакции называют ионными  реакциями.

Обмен – в-ва обмениваются между  собой своими составными частями  без изменения составных частей.

K₁A₁ + K₂A₂ <-> K₁A₂ + K₂A₁     - реакция идёт, если сдвинуто равновесие в сторону продуктов реакции.

Условия протекания реакций ионного  обмена до конца.

1.Выпадение осадка (трудно растворимое  вещество)

2.Выделение газа

3.Образование слабого электролита, малодиссоциирующего вещества.

4.Образование комплексного иона.

Pb(OH)₂ + 2NaOH -> Na₂{Pb(OH)₄}

Если в растворах нет таких  ионов, которые могут связываться  между собой с образованием осадка, газа, слабого электролита или  комплексного иона, то реакция является обратимой. При сливании подобных растворов получается смесь ионов.

 

Диссоциация воды.

Вода – слабый амфотерный электролит. И как слабый электролит в незначительной степени диссоциирует на ионы, которые находятся в равновесии с недиссоциированными молекулами:

H₂O <-> H⁺ + OH^-

K_H2O = {H⁺}{OH^-} / {H₂O}

Учитывая значение константы диссоциации  воды и концентрацию недиссоциированных молекул воды в моль/л, получим выражение, называемое ионным произведением воды:

K_H2O = {H⁺}{OH^-} = 10^-14

Постоянство произведения {H⁺}{OH^-}  означает, что в любом водном растворе ни концентрация ионов водорода, ни концентрация гидроксид-ионов не может быть равна нулю. Иными словами, любой водный раствор кислоты, основания или соли содержит как H⁺ , так и OH^- -ионы. В чистой воде: {H⁺} = {OH^-} = 10^-7 моль/л. Если в неё добавить кислоту, то  {H⁺} станет больше 10^-7, а {OH^-} меньше. И наоборот.

Из постоянства произведения {H⁺}{OH^-}  следует, что при увеличении концентрации одного из ионов воды соответственно уменьшает концентрация другого иона. Это позволяет вычислить концентрацию одного вида ионов, когда известна концентрация другого.

Концентрации ионов водорода, выраженные в моль/л, обычно составляют малые доли единицы. Использование таких чисел не всегда удобно. Поэтому введена особая единица измерения концентрации ионов водорода, называемая водородным показателем и обозначается  рН.

Водородным показателем рН называется отрицательные десятичный логарифм концентрации ионов водорода: рН = -lg{H⁺}.

Гидроксильный показатель рОН называется  отрицательные десятичный логарифм ионов гидроксония: рОН = -lg{OH^-}.

рН + рОН = 14            

рН = 7 – нейтральная среда;

рН < 7 – кислая среда;

рН > 7 – щелочная среда.

Одним из способов определения кислотности  растворов является использование индикаторов (это сложные органические кислоты или основания):

рН < 7 – кислая среда	рН = 7 – нейтральная среда		рН > 7 – щелочная среда
Фенолфталеин
бесцветный	бесцветный	малиновый
Лакмус
красный	фиолетовый	синий
Метилоранж
красный	оранжевый	жёлтый

 

Теория кислот и оснований.

Согласно теории кислот и оснований  Бренстеда – Лоури: кислотами называют молекулы или ионы, способные отдавать протон, т.е. быть донорами ионов водорода (протонов); основаниями называют молекулы или ионы, способные присоединять протоны, т.е. быть акцепторами ионов водорода (протонов).

Молекулу и ион (или два иона), отличающиеся по составу на один протон, называют сопряженной кислотно-основной парой. В водных растворах кислот и оснований всегда имеются, как  минимум, две сопряженные пары, одну из которых образует растворитель.

Равновесия, устанавливающиеся в  растворах между кислотами и  сопряжёнными основаниями, называют протолитическими. К протолитическим реакциям относят  процессы ионизации кислот и оснований, например:

NH₃ + H₂O <-> NH₄⁺ + OH^-

О-е      к-та        к-та    о-е

H₂O + HCl <-> H₃O⁺ + Cl^-

 

Гидролиз солей – взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого образуются слабые электролиты.

Механизм гидролиза солей определяется взаимодействием ионов с их гидратной оболочкой. В молекуле воды (их гидратной оболочке) ослабляется связь между О и Н за счёт появления связи Э-О (при гидратации катионов) или О-Н (при гидратации анионов). Ослабленная связь легко разрывается и в раствор уходят либо гидроксид-ионы, либо протоны. В большинстве случаев гидролиз сопровождается изменением рН.

Виды гидролиза:

1.Соль образована слабой кислотой и слабым основанием (гидролиз протекает совместно) рН=7

К⁺А^- <-> К⁺ + А^-

К⁺А^- + HOH <-> К⁺OH + HА^-

2.Соль образована сильным основанием и сильной кислотой (гидролиз не протекает) рН=7

3.Соль образована слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз протекает по катиону)

рН < 7 кислая среда

К⁺А^- + HOH <-> КОН + Н⁺ + А^-

4.Соль образована сильным основанием  и слабой кислотой (гидролиз протекает по аниону) рН > 7

К⁺А^- + HOH <-> HА^- + К⁺ + ОН^-

Степень гидролиза (h) – отношение числа молекул соли подвергшихся гидролизу е числу молекул растворённых.

h = h_гид. / h_раст.

Процесс гидролиза – обратимый  процесс; протекает до тех пор, пока не образуется молекула. Гидролиз всегда протекает по слабому!

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Произведение растворимости (ПР, K_sp) — произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная.

При постоянной температуре в насыщенных водных растворах малорастворимых  электролитов устанавливается  равновесие между твердым веществом и ионами, образующими это вещество. Например, в случае для CaCO₃ это равновесие можно записать в виде:

Константа этого равновесия рассчитывается по уравнению:

В приближении идеального раствора с учетом того, что активность чистого компонента равна единице, уравнение упрощается до выражения:

Константа равновесия такого процесса называется произведением растворимости.

В общем виде, произведение растворимости  для вещества с формулой A_mB_n, которое диссоциирует на m ионов Aⁿ⁺ и n ионов B^m-, рассчитывается по уравнению:

где [Aⁿ⁺] и [B^m-] — равновесные молярные концентрации ионов, образующихся при электролитической диссоциации.

Из произведений растворимости  можно рассчитать концентрации катионов и анионов в растворе малорастворимого электролита. Значения произведений растворимости  приведены в справочниках.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Окислительно-восстановительные процессы.

Окислительно-восстановительные реакции, их виды. Методы составления уравнений окислительно-восстановительных реакций. Электродный потенциал, количественная оценка окислительной и восстановительной способности веществ. Гальванический элемент. Электролиз.

 

Эти реакции широко распространены в природе. Реакции горения, коррозия металлов, дыхание. В основе ОВР лежат реакции с переносом заряда. Переносчики зарядов – электроны.

ОВР – это реакции, в которых  электроны переходят от одних  частиц или атомов к другим частицам или атомам.

Классификация ОВР:

1.Межмолекулярные – окислитель  и восстановитель находятся в  разных веществах.

2.Внутримолекулярные – в одном  и том же веществе атомы  одного элемента являются окислителями, а атомы другого – восстановителями. NH₄NO₂ -> N₂ + 2H₂O