- •1.Скорость хим. Реак-й. Средняя и истинная скорость реакций. Скорость реакц-и. Молекулярность порядок реакц-и.
- •2.Зависимость скорости от концентрации реагир-щих в-в. Константа скорости реакц-и первого порядка.
- •3.Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса. Энергия активации.
- •5.Химическое равновесие в гомогенных и гетерогенных системах. Константа равновесия и ее связь с термодинамическими функциями.
- •7. Физические химические свойства воды. Диаграмма состояния воды.
- •8.Законы Рауля и Вант-Гоффа для растворов неэлектролитов.
- •9.Теория электролитической диссоциации. Степень и константа диссоциации. Сильные и слабые электро-ты
- •10.Кажущая степень диссоциации. Изотонический коэффициент. Законы Рауля и Вант-Гоффа для растворов элект-в. Ионное произведение воды. РН раст-ов.
- •13.Ионно-молекулярные уравнения. Основные случаи гидролиза одно- и многозарядных ионов.
- •14.Константа, степень и рН гидролиза.
13.Ионно-молекулярные уравнения. Основные случаи гидролиза одно- и многозарядных ионов.
В обменных реакциях, протекающих в растворах электролитов, наряду с недиссоциированными молекулами слабых электролитов, твердыми в-вами и газами участвуют также находящиеся в растворе ионы. Поэтому сущность протекающих процессов наиболее полно выражается при записи их в форме ионно-молекуляр-ных уравнений, В таких уравнениях слабые электролиты, малорастворимые соединения и газы записываются в молекулярной форме, а находящиеся в растворе сильные электролиты в виде составляющих их ионов/ сильных кислоты+ сильные основания НСlO4+NaOHNaC1O4+Н2О
2HNO3+Са(ОН)2 Ca(NO3)2 +2Н2О
выражаются одним и тем же ионно-молекулярным уравнением Н++ОН-H2O из которого следует, что сущность этих процессов сводится к образованию из ионов водорода и гидроксид ионов малодиссоциированного электролита - воды. Аналогично уравнения реакций
ВаС12+H2S04-BaSO4+2HC1
Ba(NO3)2+Na2S04=BaSO4+ 2NaNO3
выражают одни и тот же процесс образования из ионов Ва2+ и SO4-2 осадка малорастворимого электролита сульфата бария Ва2++SO4-2BaSO4
Обменные реакции в растворах электролитое протекают в направлении связывания ионов, приводящего к образованию малорастворимых в-в (осадка или газов) или молекул слабых электролитов.
когда малорастворимые в-ва имеются как среди исходных в-в, так и среди продуктов реакции, равновесие смещается в сторону образования наименее растворимых , при нейтрализации слабой кислоты сильным основанием
СНзСООН+КОН=СНзСООК+Н2О
при нейтрализации слабого основания сильной кислото
Zn(OH)2 + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + 2Н2О
равновесие будет сильно смещено вправо — в сторону образования более слабого электролита воды.
При растворении в воде соли, в состав которой входит анион слабой кислоты или катион слабого основания, протекает процесс гидролиза-обменного взаимодействия соли с водой, в результате которого образуется слабая кислота или слабое основание.
1> соль образована слабой кислотой и сильным основанием, то в результате гидролиза в растворе образуются гидроксид-ионы и он приобретает щелочную реакцию:
KCN+Н2О=HCN+КОН+HCN|CN-+HOHHCN+OH- pH>7
гидролизу подвергается анион соли.чем слабее к-та анион которой гид-ся тем сильнее гидролиз
2> сильной кислотой и слабым основанием, гидролизу подвергается катион соли; pH<7
NH4Cl+HOHNH4OH+HCI|NH4++HOHNH4++OH-+H+
чем слабее основной канион которой гид-ся и больше разбовление тем сильнее гидролиз
3> слабой кислотой и слабым основанием, гидролизу подвергаются как катион, так и анион соли;
NH4CN+HOH NH4OH+HCN| NH4++CN-+HOH NH4++OH-+H++CN-pH=7
чем слабее к-та и основной канион которой гид-ся и больше разбовление тем сильнее гидролиз.
4> сильной кислотой и сильным основанием, не гидролизуются, так как в этом случае обратная гидролизу реакция, нейтрализации практически необратима, те протекает до конца.
NaCl+H2ONa++OH-+H++Cl- HOHH++OH- pH=7
14.Константа, степень и рН гидролиза.
Гидролиз соли, образованной слабой кислотой HA и сильным основанием, характеризуется константой гидролиза Кг=[OH-][HA]/[A-] КH2O-ионное произведение воды.
Чем слабее кислота(чем меньше константа ее диссоциации),тем больше константа гидролиза образованной ею соли.Аналогично для соли слабого основания МОН и сильной кислоты: Кг=[H+][MOH]/[M+] Кг тем больше, чем меньше Косн(чем слабее основание МОН).
Степенью гидролиза h называется доля электролита, подвергшаяся гидролизу. Она связана с константой гидролиза Кг уравнением: Кг=h2Cm/(1-h) часто h<<1=>Кг=h2Cm
h=( Кг/Cm)1/2 => при разбавлении раствора гидролизующейся соли степень ее гидролиза возрастает,
Гидролиз солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, протекает ступенчато, причем продуктами первых стадий гидролиза являются кислые соли
В зависимости от того анион или катион вступал в реак-ю
то на первай ступени гидролиза обр OH- или H+.Если обр OH- то PH>7. Если обр Если обр H+ то PH<7. Если не обр OH- и H+ PH=7.нейтр
NH4++HOHNH4OH+H+ pH<7 кисл
CN-+HOHHCN+OH- pH>7 щел