35.Ионные равновесия. Гомогенные и гетерогенные ионные равновесия. Константа диссоциа­ции и произведение растворимости. Смещение ионных равновесий.

В насыщенном растворе труднорастворимого сильного электролита произведение концентрации его ионов в степенях стехиометрических коэффициентов при данной температуре есть величина постоянная, называемая произведением растворимости (ПР). Концентрация каждого иона в насыщенном растворе электролита может быть изменена, но при этом изменяется и концентрация другого иона так, что произведение концентраций сохраняет прежнюю величину. Поэтому, если в насыщенный раствор электролита ввести некоторое количество одного из ионов, входящих в состав электролита, то концентрация другого иона должна уменьшиться и часть растворенного электролита выпадет в осадок, то есть растворимость электролита понижается от введения в раствор одноименных ионов.

ПР AmBn = [A]m [B]n.

36.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Соотношение концентра­ций ионов H+ и ОН- в нейтральной, кислой и щелочной средах. Водородный показатель. Шкала рН вод­ных растворов. Цветные индикаторы рН.

Ионное произведение воды — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксила OH− в воде или в водных растворах, показатель уровня кислотности раствора. K·[H2O] = [H+]*[OH-]. бозначим произведение K·[H2O] = Kв = 1,8·10−16 моль/л·55,56 моль/л = 10−14моль²/л² = [H+]·[OH−] (при 22 °C).

Водородный показатель, pH, — это мера активности (в случае разбавленных растворов совпадает с концентрацией) ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов выраженной в молях на литр.

pH = -lg [H+].

В чистой воде при 22 °C концентрации ионов водорода ([H+]) и гидроксид-ионов ([OH-]) одинаковы и составляют 10-7 моль/л, это напрямую следует из определения ионного произведения воды, которое равно [H+] · [OH-] и составляет 10−14 моль2/л2 (при 22 °C). Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, говорят, что раствор имеет нейтральную реакцию. При добавлении к воде кислоты концентрация ионов водорода увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении основания — наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает. Когда [H+] > [OH-] говорят, что раствор является кислым, а при [OH-] > [H+] — щелочным. Для удобства представления, чтобы избавиться от отрицательного показателя степени, вместо концентраций ионов водорода пользуются их десятичным логарифмом, взятым с обратным знаком, который собственно и являтся водородным показателем — pH).

Для грубой оценки концентрации водородных ионов широко используются кислотно-основные индикаторы — сложные органические вещества-красители, цвет которых зависит от pH среды. К наиболее известным индикаторам принадлежат лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый (метилоранж) и другие. Индикаторы способны существовать в двух по-разному окрашенных формах — либо в кислотной, либо в основной. Изменение цвета каждого индикатора происходит в своём интервале кислотности, обычно составляющем 1—2 единицы. Для расширения рабочего интервала измерения pH используют так называемый универсальный индикатор, представляющий собой смесь из нескольких индикаторов. Универсальный индикатор последовательно меняет цвет с красного через жёлтый, зелёный, синий до фиолетового при переходе из кислой области в щелочную. Определения pH индикаторным методом затруднено для мутных или окрашенных растворов.

37.Кислоты и основания. Электролитическая диссоциация кислот и оснований. Сильные и слабые кислоты и основания. рН водных растворов кислот и оснований. Характеристика современных теорий кислот и оснований.

Кислоты - это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор катионы водорода и никаких других положительных ионов не образуют.

Сильные кислоты HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4, H2SeO4, HNO3, HMnO4, H2Cr2O7 и т.п.

Слабые кислоты HF, H2S, HCN, HClO, HNO2, H3PO4, H2CO3, CH3COOH, H4SiO4 и другие

Основания - это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор гидроксид-ионы и никаких других отрицательных ионов не образуют.

Диссоциация малорастворимых оснований Mg(OH)2, Cu(OH)2, Mn(OH)2, Fe(OH)2 и других практического значения не имеет. К сильным основаниям (щелочам) относятся NaOH, KOH, Ba(OH)2 и некоторые другие. Самым известным слабым основанием является гидрат аммиака NH3 · H2O.

Кислоты являются, наряду с растворимыми основаниями (щелочами) и растворимыми солями , электролитами, то есть, веществами, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. Понятие "сильная" или "слабая" кислота является характеристикой кислоты как сильного или слабого электролита. На "сильные" и "слабые" электролиты делятся в зависимости от степени диссоциации.

Степень диссоциации (альфа) показывает, какая часть молекул распалась на ионы.

Альфа (степень диссоциации) =отношению числа молекул, которые распались на ионы, к общему числу молекул в растворе: альфа=n/N, альфа%=n/N*100%.

В абсолютно чистой воде, не содержащей даже растворенных газов, концентрации ионов Н+ и ОН– равны (раствор нейтрален). В других случаях эти концентрации не совпадают: в кислых растворах преобладают ионы Н+, в щелочных – ионы ОН–. Но их произведение в любых водных растворах постоянно. Поэтому если увеличить концентрацию одного из этих ионов, то концентрация другого иона уменьшится во столько же раз. Так, в слабом растворе кислоты, в котором [H+] = 10–5 моль/л, [OH–] = 10–9 моль/л, а их произведение по-прежнему равно 10–14. Аналогично в щелочном растворе при [OH–] = 3,7Ч10–3 моль/л [H+] = 10–14/3,7Ч10–3 = 2,7Ч10–11 моль/л. При комнатной температуре в нейтральных растворах рН = 7, в кислых растворах рН < 7, а в щелочных рН > 7.

Одна из основных современных теорий кислот и оснований — электронную (её второе название — теория Льюиса). Согласно ей, кислота — вещество, принимающее электронные пары, то есть акцептор электронных пар, а основание — вещество, отдающее электронные пары, то есть донор электронных пар (в химии такие соединения получили названия соответственно кислот и оснований Льюиса). Современной теорией кислот и оснований является протонная теория Бренстеда – Лаури, которая объясняет проявление веществами кислотной или основной функции тем, что они вступают в реакции протолиза – реакции обмена протонами (катионами водорода) Н+. Согласно этой теории кислота – это протонсодержащее вещество НА, являющееся донором своего протона; основание – вещество Е, акцептирующее протон, отданный кислотой. В общем случае реагент – кислота и реагент – основание , а также продукт – основание и продукт – кислота конкурируют между собой за обладание протоном, что приводит обратимую кислотно-основную реакцию к состоянию протолитического равновесия.

38.Растворы солей. Средние (нормальные), кислые и основные соли. Электролитическая диссо­циация солей. Гетерогенные равновесия в растворах труднорастворимых солей. Произведение раство­римости. Гидролиз солей.

Продуктами полного замещения являются средние соли, например. Na2SO4, MgCl2, неполного-кислые или основные соли, например KHSO4, СuСlOН. Различают также простые соли, включающие один вид катионов и один вид анионов (например, NaCl), двойные соли содержащие два вида катионов (например, KAl(SO4)2 •12H2O), смешанные соли, в составе которых два вида кислотных остатков (например, AgClBr). Комплексные соли содержат комплексные ионы, например K4[Fe(CN)6].

Средние соли - продукты полной нейтрализации кислот основаниями:

3Ba(OH)2 + 2H3PO4 = Ba3(PO4)2↓ + 6H2O

Кислые соли - продукты неполной нейтрализации:

Ba(OH)2 + 2H3PO4 = Ba(H2PO4)2 + 2H2O

Ba(OH)2 + H3PO4 = BaHPO4↓ + 2H2O

Основные соли - продукты неполной нейтрализации:

Co(OH)2 + HNO3 = CoNO3(OH) + H2O

Известны также соли, содержащие два химически разных катиона (двойные соли) или аниона (смешанные соли).

Соли - это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор любые катионы, кроме Н+ и любые анионы, кроме OH−. После растворения и диссоциации средних и кислых солей их катионы и/или анионы могут далее взаимодействовать с водой - подвергаться обратимому гидролизу; за счет последнего процесса в растворах многих солей появляются катионы Н+ и/или анионы OH−.

ПР AmBn = [A]m [B]n.

Взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию молекул слабого электролита, называют гидролизом солей.

Различают несколько вариантов гидролиза солей:

1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания:

Na2CO3 + Н2О = NaHCO3 + NaOH

CO32- + H2O = HCO3- + OН-

2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания:

СuСl2 + Н2О = CuClOH + HCl

Cu2+ + Н2О = CuOH+ + Н+

3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OН)3 + 3H2S

2Аl3+ + 3S2- + 6Н2О = 2Аl(OН)3 + ЗН2S

Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.

39.Растворы комплексных соединений. Характеристика комплексных соединений. Первичная и вторичная диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости комплекса. Комплексные ки­слоты, основания и соли.

Комплексные соединения, иногда называемые координационными — соединения, или ионы, которые образуются в результате присоединения к данному иону (или атому), называемому комплексообразователем, нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами. Ядро К. с. (комплекс) составляет центральный атом - комплексообразователь (в приведённом примере Fe) и координированные, т. е. связанные с ним, молекулы или ионы, называемые лигандами (в данном случае кислотный остаток CN). Лиганды составляют внутреннюю сферу комплекса.

Комплексные соединения катионного и анионного типа чаще всего растворимы в воде; в их водных растворах устанавливаются химические равновесия, иногда довольно сложные. Комплексы-неэлектролиты, как правило, малорастворимы в воде; растворившаяся часть комплексов ведет себя как слабый электролит. При первичной диссоциации комплекса, имеющего ионы внешней сферы, соединение ведет себя как сильный электролит – полностью отщепляет ионы внешней сферы. Затем происходит вторичная диссоциация комплекса уже по типу слабого электролита – отщепляются лиганды внутренней сферы.

Если вместо равновесия в реакциях образования комплексов рассматривать обратный процесс – реакции диссоциации комплексов (или реакции обмена лигандов на молекулы растворителя), то соответствующие константы будут носить название ступенчатых констант нестойкости комплексов.

Комплексные кислоты. Данная товарная позиция также включает комплексные кислоты, состоящие из двух или более минеральных кислот, не содержащих металлы (например, хлорзамещенные кислоты), или из кислоты, образованной неметаллом, и кислоты, образованной металлом (например, кремневольфрамовая кислота или боровольфрамовая кислота), не включенные в другие товарные позиции данной группы.

Гидроксокомплексы, то есть комплексные частицы, в которых в качестве лигандов присутствуют гидроксильные группы, которые до вхождения в состав комплексной частицы были гидроксид-ионами.

Комплексные соли — особый класс солей. Это сложные вещества, в структуре которых выделяют координационную сферу, состоящую их комплексообразователя (центральной частицы) и окружающих его лигандов.

40.Ионные реакции в растворах. Характеристика ионных реакций. Условие протекания реакции ионного обмена. Молекулярное и ионно-молекулярное уравнение реакции ионного обмена. Направление реакций ионного обмена.

Реакции ионного обмена - это реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов. Простые ионные реакции без переноса электронов происходят, когда один из продуктов нерастворим (газ или твердое вещество) или является ковалентно связанным веществом, остающимся в растворе. Отличительной особенностью реакции ионного обмена от окислительно-восстановительных реакций является то, что они протекают без изменения степеней окисления, участвующих в реакции частиц.

Условия, при которых реакции ионного обмена протекают до конца:

1. Образуются малодиссоциирующие вещества (слабые электролиты).

2. Нерастворимые и газообразные вещества.

3. Если в результате реакции выделяется газообразное вещество.