- •Ведение
- •1. Строение атома
- •Квантовые числа
- •Принципы распределения электронов в атоме
- •2. Периодический закон д.И. Менделеева
- •Периодические свойства элементов
- •3. Энергетика химических процессов
- •Внутренняя энергия
- •Первое начало термодинамики. Энтальпия
- •Второе начало термодинамики. Энтропия
- •Энергия Гиббса
- •4. Скорость химической реакции
- •5. Химическое равновесие
- •Факторы, влияющие на смещение равновесия
- •6. Растворы
- •Энергетика процесса растворения
- •Растворимость
- •Способы выражения концентрации растворов
- •7. Растворы неэлектролитов
- •Давление пара растворов. Закон Рауля
- •Замерзание и кипение растворов
- •8. Растворы электролитов
- •Степень диссоциации
- •Слабые электролиты. Константа диссоциации
- •Кислоты, основания, соли с точки зрения теории электролитической диссоциации
- •Реакции обмена в растворах электролитов
- •Диссоциация воды. Водородный показатель
- •9. Гидролиз солей
- •10. Окислительно-восстановительные реакции
- •Процесс окисления
- •11. Электродные потенциалы
- •Ряд напряжений металлов
- •Гальванические элементы
- •12. Магний, кальций, жесткость воды
- •Физические и химические свойства
- •Жесткость воды
- •13. Кремний
- •Физические свойства
- •Химические свойства
- •14. Основы химии вяжущих материалов
- •Воздушные вяжущие
- •Гидравлические вяжущие
- •Коррозия цементного камня и бетона
- •Библиографический список
Реакции обмена в растворах электролитов
Реакции обмена в растворах электролитов протекают между ионами, причем заряд ионов не изменяется.
Порядок составления ионно-молекулярных уравнений реакций следующий:
-
Записывают молекулярное уравнение реакции и подчеркивают в нем веще-
ства, которые не будут диссоциировать на ионы (нерастворимые вещества, слабые электролиты, газы):
MgCl2 + 2AgNO3 = 2AgCl + Mg(NO3)2
-
Записывают полное ионное уравнение реакции. Осадки, гаэы и слабые электролиты на ионы не диссоциируют и в ионных уравнениях пишутся в молекулярном виде:
Mg2+ + 2Clˉ + 2Ag+ + 2NO3ˉ = 2AgCl↓ + Mg2+ + 2NO3ˉ
3. Составляют сокращенное ионное уравнение, сокращая одинаковые ионы с обеих сторон:
Mg2+
+ 2Clˉ + 2Ag+
+ 2NO3ˉ
= 2AgCl↓ + Mg2+
+
2NO3ˉ
Ag+ + Clˉ = AgCl↓
Реакции обмена в растворах электролитов протекают только в том случае,
1. Если образуется осадок (↓):
Pb(NO3)2 + 2KI = PbI2↓ + 2KNO3
Pb2+ + 2Iˉ = PbI2↓
2. Если выделяется газ (↑):
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + CO2↑
CO32- + 2H+ = H2O + CO2↑
3. Если образуется слабый электролит:
K2SO3+ 2HNO3 = 2KNO3 + H2O + SO2
SO32‾ + 2H+ = H2SO3 = SO2 + H2O
В тех случаях, когда нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа, слабого электролита, реакции обмена не протекают.
Диссоциация воды. Водородный показатель
Вода, являясь очень слабым электролитом, в незначительной степени диссоциирует с образованием ионов водорода и гидроксид-ионов:
Н2О ↔ Н+ + ОН‾ (1)
Прилагая к этому равновесию закон действия масс, получаем:
K = , или
К ∙ [H2O] = [H+][OH‾], (2)
где К – константа диссоциации воды, равная 1,8∙10-16 (при 22 0С).
Учитывая, что степень диссоциации воды очень мала, концентрацию недиссоциированных молекул воды [H2O] можно считать величиной постоянной и приравнять к общему количеству воды, заключающемуся в 1 л ее, т.е. можно принять, что
[H2O] = = 55,56 моль/л.
Произведение двух постоянных величин К и [H2O] есть величина постоянная, поэтому заменим его новой константой:
К ∙ [H2O] = . Численное значение 1,8∙10-16 ∙ 55,56 = 10-14.
Теперь выражение (2) можно представить так:
= [H+][OH‾] = 10-14 (3).
Отсюда [H+][OH‾] = 10-14 (4)
Для воды и разбавленных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная и называется ионным произведением воды
Из соотношения (4) вытекает, что
[H+] = моль/ л; [OH‾] = моль/ л.
В нейтральных растворах [H+] = [OH‾] = = 10-7 моль/ л. В кислых ─ [H+] > [OH‾], в щелочных ─ [H+] < [OH‾].
Для характеристики реакции среды (кислая, щелочная, нейтральная) удобнее пользоваться не концентрациями ионов Н+ и ОН‾, а их десятичными логарифмами, взятыми с обратным знаком. Эти величины обозначаются символами рН и рОН и называются соответственно водородным и гидроксильным показателями:
рН = -lg [H+]; рОН = -lg [ОH‾]
В нейтральной среде рН = 7, в кислой ─ рН < 7, в щелочной ─ рН > 7
Логарифмируя соотношение [H+][OH‾] = 10-14 и меняя знаки на обратные, получаем:
рН + рОН = 14.