Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Теория кислот и оснований. Протонная теория, теория сольвосистем, электронная теория.
Согласно теории Аррениуса кислотой считается соединение, при электролитической диссоциации которого образуются катионы водорода, а основанием считается соединение, в результате диссоциации которого образуется гидроксид-ион. Однако такой взгляд на кислоты и основания применим только для водных растворов. Протонная теория кислот и оснований. Согласно этой теории кислотой называют любое вещество, молекулярные частицы которого (в том числе ионы) способны отдавать протон; основанием называют вещество, молекулярные частицы которого (в том числе и ионы) способны присоединять протоны. Согласно протонной теории, отдавая протон, кислота превращается в основание, которое называют сопряженным этой кислоте. Несмотря на свои достоинства теория Бренстеда, как и теория Аррениуса, не применима к веществам, проявляющим функцию кислоты веществ, не содержащих водорода. Теория Льюиса (электронная теория). В теории Льюиса за основу взято наиболее общее свойство кислот и оснований – их электронное строение. Согласно этой теории: Кислотой называют вещество, принимающее неподеленную электронную пару, - акцептор электронов; основанием называют вещество, поставляющее электроны для образования химической связи, - донор электронов. По Льюису отличительной способностью кислот и оснований является их взаимная нейтрализация путем образования ковалентной связи. Теория сольвосистем, по которой для каждого растворителя была введена своя система кислот и оснований, удовлетворяющая условию взаимной нейтрализации по схеме: кислота + основание = соль + растворитель. Согласно теории сольвосистем, кислотами и основаниями являются вещества (химические соединения), образующие катионы и анионы, идентичные с катионами и ионами данного растворителя. Гетерогенные химические равновесия в растворах электролитов. Растворимость малорастворимых электролитов. Произведение растворимости. Факторы, влияющие на растворимость малорастворимых электролитов. Условия осаждения и растворения малорастворимого электролита. Признаком того, что система также находится в равновесии, т. е. не происходит перехода какого-либо компонента из одной фазы в другую. Одним из важнейших законов гетерогенного равновесия является правило фаз. Правило фаз: В изолированной равновесной системе число фаз плюс число степеней свободы равно числу компонентов плюс: φ + V = k + 2
В насыщенном растворе электролита АnBm, находящегося в равновесии с его твердой фазой, будет протекать следующий обратимый процесс: Этот процесс протекает на поверхности осадка. Состояние этого равновесия по закону действующих масс количественно характеризуется константой, называемой произведением растворимости (ПР): ПР (AnBm)=[Am+]n[Bn–]m ПР зависит от природы растворителя и растворенного вещества, от температуры и не зависит от концентрации ионов в растворе. Значения ПР позволяют количественно оценить условия образования и растворения осадков. Растворимость (S) – это максимально возможная концентрация вещества в растворе, выражается в г/л. Влияние температуры. Растворимость большинства осадков увеличивается с повышением температуры. У словием образования осадка является превышение произведения концентраций ионов (ПК) малорастворимого электролита над его произведением растворимости, т.е. ПК > ПР. При увеличении концентрации одного из ионов в его насыщенном растворе произведение концентраций ионов электролита (ПК) становится больше ПР. При этом равновесие между твердой фазой и раствором смещается в сторону образования осадка. Когда установится новое равновесие, то произведение концентраций (ПК) ионов электролита вновь становится равным ПР, но при этом в растворе появится осадок. Условием растворения осадка малорастворимого электролита является недонасыщение раствора, когда произведение концентраций его ионов меньше значения ПР, т.е. ПК < ПР.
Гидролиз солей. Различные случаи гидролиза. Запись уравнений гидролиза в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Степень гидролиза. Константа гидролиза. Факторы, способствующие гидролизу и подавляющие его. Гидролиз солей -это реакция обмена ионов соли с водой, в результате которой изменяется кислотность раствора. Гидролиз – процесс обратный реакции нейтрализации. Если реакция нейтрализации процесс экзотермический и необратимый, то гидролиз – процесс эндотермический и обратимый.
При гидролизе смещается равновесие диссоциации воды вследствие связывания одного из ее ионов (Н+или ОН-) в слабый электролит соли. При связывании ионов Н+ в растворе накапливаются ионы ОН−, реакция среды будет щелочная, а при связывании ионов ОН− накапливаются ионы Н+ - среда будет кислая. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз протекает по аниону). Это имеет место при гидролизе соли СН3СООК. Ионы соли СН3СОО− и К+ взаимодействуют с ионами Н+ и ОН− из воды. При этом ацетат-ионы (СНзСОО−) связываются с ионами водорода (Н+) в молекулы слабого электролита - уксусной кислоты (CHзCOOH), а ионы ОН− накапливаются в растворе, сообщая ему щелочную реакцию, так как ионы К+ не могут связать ионы ОН− (КОН является сильным электролитом), pH >7. СН3СОО К + H2O ↔ КОН + СН3ООН молекулярное уравнение К+ + СН3СОО− + НОН ↔ K+ + ОН− + СН3СООН полное ионное уравнение СН3СОО− + Н ОН ↔ ОН− + СН3СООН сокращенное ионное уравнение Соль образована слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз протекает по катиону). Это имеет место при гидролизе соли NH4Cl (NH4ОH -слабое основание, НСl - сильная кислота). Отбросим ион Сl−, так как он с катионом воды дает сильный электролит, тогда уравнение гидролиза примет следующий вид: NH4+ + НОН ↔ NH4OH + Н+ сокращенное уравнение NH4Cl + Н2О ↔ NH4OH + НСl молекулярное уравнение Из сокращенного уравнения видно, что ионы ОН− воды связываются в слабый электролит, ионы Н+ накапливаются в растворе и cреда становится кислой pH<7. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой (гидролиз протекает по катиону и аниону). Это имеет место при гидролизе соли СН3СООNH4. Запишем уравнение в ионной форме, pH ≈ 7: NH4+ + CH3COO− + НОН ↔ NH4OH + СН3СООН Образуются слабое основание и слабая кислота, степень диссоциации которых примерно одинакова, поэтому при протекании гидролиза среда раствора будет нейтральная. Константа гидролиза есть константа равновесия процесса гидролиза, и по своему физическому смыслу определяет степень необратимости гидролиза. Чем больше Кгид, тем необратимее гидролиз. Кгид имеет свое выражение для каждого случая гидролиза.
|
||||||
Последнее изменение этой страницы: 2017-01-19; просмотров: 515; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 54.205.238.173 (0.009 с.) |