6) Давление насыщ-го пара над раствором

NaOH Na⁺+ OH^-  Ba(OH)₂ Ba²⁺+ 2OH^- NH₃·H₂O NH₄⁺+ OH^-

H₂SO₄ 2H⁺ + SO₄^2- CH₃COOH H⁺ = CH₃COO^-

BaCl₂ Ba²⁺ + 2Cl^-  K₂CO₃ K⁺ + CO₃^2-

18. Слабые электролиты

Слабые электролиты-со степенью диссоциации <3.К ним относятся слаб. кис-ты (H2CO3,HCN,HSCN,CH3COOH),слаб. основания и некоторые соли.Cлаб. электролиты диссоциируют незначительно, и между ионами и непродиссоциировавшими м-лами устанавливается динамич. равновесие.Можно применить ЗДМ и написать константу равновесия,кот назыв. константой диссоциации.Слаб. многоосновн. кис-ты диссоциируют ступенчато и каждая ступень характеризуетя своей Кд.

I ступень:   H₂SO₄ ↔   H⁺ +  HSO₄¯

II ступень:   HSO₄¯   ↔   H⁺ +  SO₄^2–

Слабые основания:гидроксиды d-элементов,амфотерные гидроксиды, NH4OH,Mg(OH)2,CU(OH)2,Cr(OH)3.

Слабые электролиты диссоциируют ступенчато.Для каждой ступени своя Кд.

 Влияние одноименного иона на диссоциацию слабого электролита:

Одноименными называются ионы,кот входят в состав данного элемента

Если к р-ру слаб. эл-та уксусной кислоты прибавить ее соль ацетат натрия,то при этом вводится одноименный ион CH3COO

CH3COONA CH3COO+Na

При введении одноименных ионов в -р слаб. эл-та его диссоциация уменьшается.

Вопрос 20

Ионное произведение воды.

K_В=[Н⁺][ОН⁻]= 10⁻¹⁴ при 25ᵒС

Это произведение концентрации ионов водорода и гидроксильных групп. Величина постоянная const=10⁻¹⁴ при 25ᵒС

Т.к. К_В(константа воды)≠0, то в любом водном р-ре есть ионы [Н⁺]≠0, [ОН⁻]≠0.

В кислой среде: [H⁺]>[OH⁻] , [H⁺]>10⁻⁷ моль-ионов/литр

В нейтральной среде: [H⁺]=[OH⁻] =√10⁻⁴=10⁻⁷ м-и/л

В щелочной среде: [H⁺]<[OH⁻] [H⁺]<10⁻⁷

Водородный показатель. pH= -lg[H⁺], [H⁺]=10⁻ ᵖᴴ . В.п – это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода.

Гидроксильный показатель. pОH= -lg[ОH⁻] [ОH⁻]= 10⁻ᵖᴼᴴ.

Для сильных электролитов более правильно писать pH=-lg aᴴ⁺

Активность аᴴ⁺=fᴴ⁺•Cᴴ⁺

f – коэффициент активности, учитывает все силы взаимодействия между ионом в растворе .чем сильнее взаимодействие, тем меньше коэффициент активности f<1.

Вопрос №22г

Амфотерные оксиды – это оксиды, которым соответствуют амфотерные гидроксиды. Амфотерные оксиды – оксиды металлов в с. о. атомов +3, +4, а также BeO, ZnO, PbO, SnO и некоторые другие. Амфотерные оксиды могут проявлять и кислотные, и основные свойства в зависимости от веществ, с которыми они взаимодействуют. С кислотами и кислотными оксидами амфотерн. оксиды проявл.св-ва основн.оксидов, а с основаниями и основными оксидами – cв-ва кислотн.оксидов. Однако не у всех амфотерных оксидов кислотн. и основные св-ва выражены в одинаковой мере. Например, у оксида мышьяка(III) кислотные свойства преобладают над основными, а у оксида сурьмы(III) основные свойства преобладают над кислотными.

Амфотерные оксиды с водой не взаимодействуют, например:

+ ≠

Амфотерные оксиды при взаимодействии с кис-тами проявл. св-ва основн. оксидов, образуя соль и воду, например:

+=+

При избытке многоосновной кис-ты образуется кислая соль, например:

+(изб.)=

При избытке оксида образуется основная соль, например:

ZnO (изб.) + HCl = ZnOHCl.

Двойные оксиды образуют две соли, например:

Fe

Например:

Амфотерн. оксиды при взаимодействии со щелочами проявл.св-ва кислотн. оксидов.

Состав продуктов реакции зависит от условий реакции. При сплавлении образуется средняя соль и вода, в р-ре – комплексная соль, например:

ZnO + 2NaOH (тв.)

ZnO + 2NaOH +

Оксид алюминия при взаимодействии со щелочью в зависимости от ее концентрации образует одну из двух комплексных солей – с четырьмя и шестью ОН-группами(Na и N)

Оксиды взаимодействуют со щелочами только при сплавлении.С нерастворимыми основаниями амфотерные оксиды не взаимодействуют.

Например:

Гидратные формы амфотерных оксидов получают косвенно, например, из солей:

H2SiO3 → SiO2 + H2O

23 вопрос

Гидролиз солей.

Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц.

Сущность гидролиза сост. в ом,что в рез-те обменна ионов соли с мол-лами воды происх смещение равновесия электролитич.диссоциации воды,и в рез-те накаплив.избыток тонов Н или ОН.

Согласно ТЭД все соли,как правило,сильн.электролиты,т.е.в водн.р-ре полностью диссоц.на ионы. «Все ионы в р-ре окружены м-лами воды,кот.образуют гидратную оболочку»(по теории Каблукова). Со своей гидратной оболочкой ионы взаимодействуют по-разному: анионы слаб.кис-т связаны с волой Н-связью.Если это анионы слаб.к-ты,то они могут «оторвать» и присоед. к себе ион Н. При этом образуется слаб.к-та или кисл.анион. Анионы сильн.к-т с водой не взаимодействуют.

Катионы связаны с м-лами воды донорно-акцепторной связью. Такое взаимодействие тем сильнее, чем больше заряд катиона и чем меньше его размер. Катионы, образующ.слаб.основания,будут взаимодействовать с мол-лами воды,притягивая к себе ОН. При этом образ. слаб.основаниеили гидроксокатион.Катионы сильн.оснований с водой не взаимодейств.,т.к. сильн.основания полностью диссоциированы в р-ре.

Степень гидролиза – отношение кол-ва соли,подвергшиеся гидролизу общему кол-ву соли в р-ре. (h)

При разбавлении р-ров солей и нагревании гидролиз усиливается. Степень гидролиза для солей,образован. слаб.к-той и сильн.основанием или сильной к-той и слаб.основанием невелика(~1%). Если в рез-те гидролиза накаплив. ионы Н,то чтобы подавить гидролиз, надо добавить к-ту, а чтобы усилить – основание. Если в резте гидролиза накаплив.ионы ОН, то чтобы подавить гидролиз надо добав. основание, чтобы усилить – к-ту.