Кислотно-основные свойства веществ с точки зрения электролитической диссоциации. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксидный показатели. Индикаторы

Очищ вода-незначит эл проводимость, возраст с повыш Т. Из-за того,что молек воды-распадаются на ионы частично-Н2О-слаб эл-т. Самоионизация(автопотолиз): Н2о+Н2О↔Н3О⁺+ОН^-. Или Н2О↔Н⁺+ОН^-. К_Д=(а_Н+а_он)/а_Н2О. (*) При н.у. на ионы распадается 1 из 10⁸ молекул. Акт ионов заменяют их конц-ей. Общ конц-я воды-нераспавш молек.Конц молек=Мааса 1л/массу моля.(1000/18)=55,5моль/л (*)-можно записать: [Н⁺][ОН^-]=К_Д55,5=К_В-ион произ воды.При 295К К_В =10^(-14),то [Н⁺]=[ОН^-]=√К_В=10^(-7)моль/л Дис воды-эндотерм проц-зависит от Т. К_В=а_Н+а_ОН –для расчетов с рас-ми эл-тов. К_В не завис от активн ионов. Н-носит кисл св-в, ОН-осн св-ва, от их конц-и зависит рН р-ра. Для хар-ки среды введен показатель-рН-водородн показ – взятый с обр знаком десятичн лог активн ионов Н⁺ в р-ре. рН= -lg а_Н+, рОН=К_В-рН. Индикаторы: в-ва,меняющ окраску в опред области значений рН р-ра. М.б.- слаб огр кисл и основания (HInd, IndOH) Лакмус: нейтр-фиолет, кисл-красн, щел-синий, ФФ: нейт,кисл-бесц, щел-мал-красн. Метилоранж: нейтр-оранж. кисл-мал, щел-желт. Пикриновая к-та: кисл-бесц, щел-желт. Фенол красн:кисл-желт, щел-красн. Ализариновый желт: кисл-желт, щел-оранж.

Растворы малорастворимых электролитов. Понятие о насыщенных, ненасыщенных и перенасыщенных растворах. Растворимость. Произведение растворимости. Условие образования осадков малорастворимых электролитов.

Насыщ- р-р в равновесии с растворяемым в-вом. Ненасыщ-в-ва в р-ре меньше, чем это определяется его растворимостью. Перенасыщ-в-ва больше, чем это определяется его растворимостью. Из-за ограниченности растворимости в-в в воде в системах часто встречается осадок и насыщ р-р электролита. Скорость процесса равновесия осадка будет совпадать со скоростью обратн процесса кристаллизации. Для гетерог р-и проц-процесс на пов-ти осадка. Константа равновесия- К_Р=ПР(AnBm)=aⁿ_(am+)*a^m_(Bn-). Произв активн ионов электролита, содерж в его насыщ рас-ре при данной температуре, есть величина постоянная-Произв Рас-ти эл-та =ПР. Конст гетерог равн-величина произв раствор-ти(ПР)- конст показывающая рас-ть малораств в-ва. В природе нет в-в абсолютно растрорим. Условие образования осадка: (произвед конц-и ионов, образующ нераств в-во) ПК>ПР(табличное).

Гидролиз солей. Виды гидролиза6 по катиону, по аниону, по катиону и аниону одновременно (на примерах). Количественная характеристика гидролиза6 константа и степень гидролиза. рН в растворах гидролизующихся солей.

Гидролиз – обменное взаимодействие соли с водой приводящее к образованию слабого электролита и смещающее равновесие диссоциации воды, что сказывается на хар-ре среды. Любую соль можно представить, как продукт взаимодействия к-ты и основания. Слаб к-та(HCN, HNO2, H2S, H2CO3) (HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HCClO4) Слаб осн (NH₄OH, Mn(OH)₂, Al(OH)₂), Сильн осн (NaOH, Ba(OH)₂, KOH). 1тип Слаб к-та+ сильн осн- гидролиз по аниону 1)KCN=KOH+HCN-сл к-та. 2) KCN=K⁺+CN^- 3) Гидролиз: a)CN+ HOH=HCN (слаб к-та)+ OH^-(pH>7) Сокр ион ур-е гидролиза отображает мех-м процесса (слаб к-та-щел среда-вывод гидролиз по аниону) б)K⁺+CN^-+H2O=HCN+OH⁺+K⁺ в) KCN+H2O=HCN+KOH –молек. Ур-е гидролиза. 2тип слаб осн+ сильн к-та – гидролиз по катиону. 3тип Слаб к-та+слаб осн – гидр по кат и аниону одновременно 4тип сильн к-та+сильн осн - не подверг гидролизу. Ступ гидролиз: Если гидролиз подвергается многозарядн ион,то проц идет по ступеням.Число ступеней равно заряду иона.Посл ступень практич не идет. При ступ гидр по аниону- образ кислые соли и среда становится щелочной. Колич хар-ка гидролиза β=Cгидр ион/С – степ гидр, Конст гидр – К_Г =К_В/К_{дис слаб к-ты.} An^-+HOH=HАn(сл к-та)+OH^- - Ур-е гидр по аниону в общ виде. К_Р=[НAn][OH^-]/[An^-][H2o] – const K_P[H2O]=K_Г =[HAn][OH^-]/[An^-] [OH^-]=K_B[H⁺] K=[HAn]K_B/[An^-][H⁺] –перв конст дис. При гидр по аниону: К_Г =К_В/К_{дис слаб к-ты.} При расч Кг по 1й ступени в ф-лу подставляется Кд по последн ступени. Степень гидр β=Cгидр ион/С Кг=Сβ² β=√(Кг/С)= √(К_В)/(К_{СЛ. К-ТЫ}*С) Зв-ть для конст гидролиза и степени гидролиза при гидролизе по катиону и аниону, выводится аналогично. Влияет на гидролиз – Т,С.

Окислительно-восстановительные процессы. Понятие об окислителе, восстановителе, окислении, восстановлении. Окислительно-восстановительные свойства веществ, их обоснование с точки зрения строения атома (на примерах). Типы ОВР (с примерами) Метод электронного баланса (на примерах).

ОВР – р-и в к-х имеет место изменение степеней окисления взаимодействующих атомов Степень окисления – формальный заряд на атоме, вычисленный из предположения, что молекула состоят из ионов. СО Н=+1,искл гидроксиды щелочных металлов NaH^- О=-2, искл Н2О₂^-1, ⁺²ОF_2. Окислитель – если взял электрон и восстановился. Типичные окислители О₂, галогены, элементы в высших степенях окисления. Восстановитель – если отдал электрон и сам окислился. Типичные восстановители – металлы, водород, элементы в низших степенях окисления. СО min= № группы-8 СО max=№ группы Типы ОВР: 1 Межмолекулярные ОВР протекает в разных молекулах. 2Al+3Cl=2AlCl₃. 2. Внутримолекулярное ОВР – разные атомы внутри 1й молекулы. 2KClO₃=2KCl+3O₂ 3 Диспропорционирования (самок-я/вос-я) – атомы одного элемента Cl₂+H2O=YCl+HClO. Если расположить в порядке возрастания СО азота, то получим ряд: NH3 N2H4 N2 N2O NO N2O3(HNO2) NO2 HNO3 (влево-вос-е, вправо-ок-е.) Элемент в низшей СО – только восстановитель, элемент в высшей СО – только окислитель, элементы в промежуточных СО м.б либо окислителем, либо восстановителем, в зависимости от партнера в р-и С сильным ок-м – восстановитель, с сильным вос-м – окислитель. Мет с HNO3 – не выдел водород. Отметим, что иногда ок-ль расходуется не только на ОВР, но и на Солеобразование. Тогда уравнивание идет с прав части Ур-я с учетом расхода на солеобразование.