Кислоты, основания, соли. Процессы диссоциации. Основные свойства

Кислоты — сложные вещества, в состав которых обычно входят атомы водорода, способные замещаться на атомы металлов, и кислотный остаток. Водные растворы кислот имеют кислый вкус, обладают раздражающим действием, способны менять окраску индикаторов, отличаются рядом общих химических свойств. Соли — класс химических соединений, к которому относятся вещества, состоящие из катионов металла и анионов кислотного остатка. Основания — сложные вещества, которые состоят из атомов металла или иона аммония и гидроксогруппы (-OH). В водном растворе диссоциируют с образованием катионов и анионов ОН−. Название основания обычно состоит из двух слов: «гидроксид металла/аммония». Хорошо растворимые в воде основания называются щелочами. Про процессы диссоциации написано в пункте18. Основные свойства кислот: 1)взаимодействие с основными оксидами с образованием соли и воды; 2)взаимодействие с амфотерными оксидами с образованием соли и воды; 3)взаимодействие со щелочами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации); 4)взаимодействие с нерастворимыми основаниями с образованием соли и воды. Основные свойства солей: 1) соли взаимодействуют с кислотами и основаниями, если в результате реакции получается продукт, который выходит из сферы реакции; 2)соли взаимодействуют с металлами, если свободный металл находится левее металла в составе соли в электрохимическом ряде активности металлов; 3)соли взаимодействуют между собой, если продукт реакции выходит из сферы реакции (образуется газ, осадок или вода); в том числе эти реакции могут проходить с изменением степеней окисления. Основные свойства оснований: 1)Действие на некоторые кислотно-основные индикаторы; 2)при взаимодействии с кислотой образуется соль и вода; 3)слабые и нерастворимые основания при нагреве разлагаются.

20.Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты.
Степень диссоциации - это величина, характеризующая состояние равновесия в реакции диссоциации в гомогенных (однородных) системах. Степень диссоциации α равна отношению числа диссоциированных молекул n к сумме n + N, где N — число недиссоциированных молекул. Часто α выражают в процентах. Степень диссоциации зависит как от природы растворённого электролита, так и от концентрации раствора. Сильные электролиты - это электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как:HCl, HBr, HI, HNO3).Слабые электролиты - степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот (слабые кислоты), основания p-, d-, и f- элементов.

21.Ионное произведение воды. Водородный показатель.
Ионное произведение воды - это произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH− в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды. Водородный показатель, pH - это мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр: pH = - lg [H+].

22.Гидролиз солей. Факторы, влияющие на процессы гидролиза соли.
Гидролиз - это один из видов химических реакций сольволиза, где при взаимодействии веществ с водой происходит разложение исходного вещества с образованием новых соединений. Механизм гидролиза соединений различных классов: соли, углеводы, белки, сложные эфиры, жиры и др. имеет существенные различия. Гидролиз солей - это разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде («связывание ионов»). Факторы, влияющие на процессы гидролиза соли: 1)концентрация соли. Поскольку гидролиз — процесс обратимый, то добавление воды в раствор будет способствовать смещению этой равновесной реакции вправо, т. е. разбавление соли усиливает ее гидролиз; 2)температура. Все реакции нейтрализации идут с выделением теплоты. Следовательно, гидролиз — процесс эндотермический; 3)влияние кислот и оснований. Процессы гидролиза солей сопровождаются выделением ионов Н+ или ОН–. Поэтому добавление кислоты к раствору соли, гидролиз которой проходит по катиону, т. е. с образованием ионов Н+, смещает равновесие обратимого процесса влево, процесс гидролиза подавляется.

23.Растворимость. Насыщенные и ненасыщенные растворы.
Растворимость - это способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы -растворы, в которых вещество находится в виде отдельных атомов, ионов, молекул или частиц. Растворимость выражается концентрацией растворённого вещества в его насыщенном растворе либо в процентах, либо в весовых или объёмных единицах, отнесённых к 100 г или 100 см3 (мл) растворителя (г/100 г или см3/100 см3). Насыщенный раствор - это раствор, в котором растворённое вещество при данных условиях достигло максимальной концентрации и больше не растворяется. Осадок данного вещества находится в равновесном состоянии с веществом в растворе. Ненасыщенный раствор - это раствор, в котором концентрация растворенного вещества меньше, чем в насыщенном растворе, и в котором при данных условиях можно растворить еще некоторое его количество.

24.Произведение растворимости.
Произведение растворимости (ПР, Ksp) — 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. В общем виде, произведение растворимости для вещества с формулой AmBn, которое диссоциирует на m ионов Aⁿ⁺ и n ионов B^m-, рассчитывается по уравнению:
K = [Aⁿ⁺ (aq)]^m[B^m- (aq)]ⁿ, где [Aⁿ⁺] и [B^m-] - это равновесные молярные концентрации ионов, образующихся при электролитической диссоциации.

25.Давление насыщенного пара. Закон Рауля. Определение температуры кипения и кристаллизации раствора. Эбуллиоскопические и криоскопические константы.
Насыщенный пар - это пар, находящийся в термодинамическом равновесии с жидкостью или твёрдым телом того же состава. Давление насыщенного пара связано определённой для данного вещества зависимостью от температуры. Когда внешнее давление падает ниже давления насыщенного пара, происходит кипение (жидкости) или возгонка (твёрдого тела); когда оно выше - напротив, конденсация или десублимация. Первый закон Рауля связывает давление насыщенного пара над раствором с его составом; он формулируется следующим образом: Парциальное давление насыщенного пара компонента раствора прямо пропорционально его мольной доле в растворе, причём коэффициент пропорциональности равен давлению насыщенного пара над чистым компонентом: P_i= P⁰_i*X_i. Из первого закона Рауля выводятся два следствия, касающиеся понижения температуры замерзания и повышения температуры кипения растворов, которые в объединённом виде известны как второй закон Рауля: 1)понижение температуры кристаллизации растворов: T⁰_fr- T_fr= ∆T_fr= Km; 2) Повышение температуры кипения растворов: T_b- T⁰_b = ∆T_b= Em. Коэффициенты пропорциональности К и Е в приведённых выше уравнениях - это соответственно криоскопическая и эбуллиоскопическая постоянные растворителя, имеющие физический смысл понижения температуры кристаллизации и повышения температуры кипения раствора с концентрацией 1 моль/кг. Для воды они равны 1.86 и 0.52 K•моль⁻¹•кг соответственно.

26.Отклонение от законов Рауля для растворов электролитов. Изотонический коэффициент.
Растворы, компоненты которых существенно различаются по физическим и химическим свойствам, подчиняются закону Рауля лишь в области очень малых концентраций; при больших концентрациях наблюдаются отклонения от закона Рауля. Случай, когда истинные парциальные давления паров над смесью больше, чем вычисленные по закону Рауля, называют положительными отклонениями. Противоположный случай, когда парциальные давления паров компонентов оказываются меньше вычисленных - отрицательные отклонения. Причиной отклонений от закона Рауля является то обстоятельство, что однородные частицы взаимодействуют друг с другом иначе, чем разнородные (сильнее в случае положительных и слабее в случае отрицательных отклонений). Для учёта этих отклонений Вант - Гофф внёс в приведённые в пункте 25. уравнения поправку — изотонический коэффициент i, неявно учитывающий диссоциацию молекул растворённого вещества.