- •20. Основы химической термодинамики. Энтальпия системы.
- •21. Понятие об энтропии.
- •22. Соотношение между величиной изменения энергии Гиббса и величинами энтальпии и энтропии реакции.
- •23. Дисперсные системы. Коллоидные растворы.
- •3. По агрегатному состоянию дисперсионной среды и дисперсной фазы.
- •24. Растворимость веществ.
- •25.Состав растворов. Способы выражения состава растворов.
- •26. Основные положения теории электролитической диссоциации.
- •27. Степень диссоциации электролитов. Факторы, определяющие степень диссоциации.
- •28. Теория сильных электролитов. Истинная и кажущаяся степень диссоциации сильных электролитов.
- •29. Основания, кислоты и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации.
- •30. Обменные реакции в растворах электролитов.
- •31. Условия образования и растворения осадков.
- •32. Диссоциация воды. Константа диссоциации, ионное произведение воды.
- •33. Гидролиз солей. Механизм гидролиза.
- •34. Окислительно-восстановительные реакции. Основные типы окислительно-восстановительных реакций.
- •35. Принцип электронного баланса.
- •36. Метод полуреакций.
32. Диссоциация воды. Константа диссоциации, ионное произведение воды.
Вода - слабый электролит - диссоциирует, образуя ионы H+ и OH-. Эти ионы гидратированы, то есть, соединены с несколькими молекулами воды, но для простоты мы записывали их в негидратированной форме
H2O = H + OH
Запишем выражение для константы равновесия, опираясь на закон действия масс:
K = [H]•[OH]/[H2O]
Концентрацию воды, принято исключать из данного выражения, вследствие ее практически постоянного значения в разбавленных растворах. Получаем новую константу равновесия KН2О, которая называется ионным произведением воды:
KН2О = [H]•[OH]
При температуре 25ºС KН2О = 1•10-14 и остается постоянным в водных растворах кислот, щелочей, солей или других соединений.
KН2О = [H]•[OH] = 1•10-14
При повышении температуры ионное произведение воды сильно возрастает.
Полученное выражение применимо не только к чистой воде, но и к растворам.
Если осуществляется условие [H] = [OH], то раствор называется нейтральным, но обычно эти величины не совпадают, тогда при увеличении одного показателя, другой должен уменьшаться, так, чтобы их произведение оставалось постоянным (1•10-14).
Кислотно-основные свойства растворов определяются величиной концентрации ионов водорода или гидроксила. Мы уже знаем, что ионное произведение воды при определенной температуре постоянно, а [H] и [OH] — переменные, то по их величинам можно говорить о кислотности или щелочности раствора. При нейтральном характере раствора, т.е. [H] = [OH], получаем следующее:
[H] = [OH] = (KН2О)1/2 = (1•10-14)*1/2 = 10-7 М
Соотношение между количеством ионов [H] и [OH] определяет характер среды:
[H] =10-7= [OH] - нейтральная среда
[H] >10-7> [OH] - кислая среда
[H] <10-7< [OH] - щелочная среда.
33. Гидролиз солей. Механизм гидролиза.
Гидролиз солей – это химическая реакция ионного обмена между водой и растворённым в ней веществом с образованием слабого электролита.
В большинстве случаев гидролиз сопровождается изменением pH раствора.
Большинство реакций гидролиза - обратимы:
Pb(NO3)2 + H2O => Pb(OH)(NO3) + HNO3
Na2HPO4 + H2O => NaH2PO4 + NaOH
Некоторые реакции гидролиза протекают необратимо:
Al2S3 + 6H2O => 2Al(OH)3 + 3H2S↑
Причиной гидролиза является взаимодействие ионов соли с молекулами воды из гидратной оболочки с образованием малодиссоциированных соединений или ионов.
Способность солей подвергаться гидролизу зависит от некоторых факторов:
свойств ионов, образующих соль;
концентрации соли и продуктов реакции;
температура.
Если соль образована сильным основанием и сильной кислотой, то гидролизу она не подвергается.
Если сильной кислотой и слабым основанием – кислая среда.
Если слабая кислота и сильное основание – щелочная среда.
Механизм гидролиза для разных типов соединений весьма различен. Так, гидролиз соединений, распадающихся в растворе на ионы, можно рассматривать как результат поляризационного взаимодействия ионов с их гидратной оболочкой. Характер и степень распада молекул гидратной оболочки зависят от природы катионов и анионов — чем сильнее поляризующее действие ионов, тем в большей степени протекает гидролиз.
В соответствии с последовательным усилением акцепторной способности катионов (увеличением их заряда и уменьшением размеров) возможны два случая:
отсутствие заметного разложения молекул воды. Подобным образом ведут себя слабые акцепторы электронных пар — катионы щелочных и щелочно-земельных металлов.
обратимое разложение молекул воды с образованием гидроксоаквакомплексов.
В зависимости от электронодонорной активности анионов возможны следующие случаи:
отсутствие заметного разложения молекул воды: однозарядные анионы и прочие слабые доноры
обратимое разложение молекул воды: доноры средней силы.
Суммарный эффект гидролиза определяется природой находящихся в растворе катионов и анионов.
1. Если соединение при ионизации в растворе образует катионы и анионы, которые слабо поляризуют гидратную оболочку, гидролиз практически не происходит и рН среды не изменяется.
Примеров нет, потому что нет гидролиза.
2. Если соединение при ионизации образует катионы, которые поляризуют молекулы гидратной оболочки, и анионы, слабо поляризующие их, то происходит гидролиз по катиону. При этом образуется кислая среда, например
Cu2+ + Н2О = CuOH+ + Н+ CuCl2 + Н2О = CuOHCl + HCl
3. Если соединение при растворении ионизируется на слабополяризующие катионы и среднеполяризующие анионы, то происходит гидролиз по аниону и в результате гидролиза создается щелочная среда, например.
CO32− + H2O = HCO3− + OH− Na2CO3 + Н2О = NaHCO3 + NaOH
4. Если соединение при ионизации образует среднеполяризующие катионы и анионы, то происходит гидролиз и по катиону, и по аниону. При этом обычно наблюдается гидролиз с образованием малорастворимых слабых оснований и слабых кислот:
2Al3+ + 3S2− + 6Н2О = 2Al(OH)3(осадок) + ЗН2S(газ) Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S
Большинство соединений неметаллов с неметаллами в воде необратимо гидролизируются на две кислоты.