Растворы сильных электролитов. Теория Дебая-Хюккеля. Уравнение Дебая-Хюккеля.

Принципиальное отличие сильных электролитов от слабых, что равновесие диссоциации полностью смещено вправо.

Н2SО4 = Н+ + НSО4- кислые соли

Константы диссоциации оказываются величиной неопределенной.

Снижение электропроводности при увеличении концентрации сильного электролита обусловлено электростатическим взаимодействием ионов. В связи с этим была предложена модель, которая легла в основу теории сильных электролитов. Основоположники: Дебай и Хюккель.

1. Электролит полностью распадается, но в сравнительно разбавленных растворах. С=0,01 моль/л

2. Каждый ион окружен оболочкой из ионов противоположного знака. В свою очередь каждый из этих ионов сольватирован. Это окружение называют ионной атмосферой.

При электростатистическом взаимодействии ионов противоположного знака необходимо учитывать влияние ионной атмосферы. При движении катиона в электростатическом поле ионная атмосфера деформируется: она сгущается перед этим катионом и разряжается позади него. Эта асимметрия ионной атмосферы оказывает тем более тормозящие действия движению катиона, тем выше концентрация и тем больше заряд ионов. В этих системах само понятие концентрация становится неоднозначным и должно заменяться активностью ионов. Для одно-однозарядного электролита общей формулой.

КatAn

Для электролитов активностью ионов выражается следующим образом:

-коэффициент активности катиона и аниона.

- аналитические концентрации катиона и аниона.

Определить активности каждого иона в отдельности невозможно. Поэтому для одно-однозарядных электролитов пользуются средними геометрическими значениями активности и коэффициентом активности.

Коэффициент активности по Дебаю и Хюккелю зависит от температуры, диэлектрической проницаемости растворителя и ионной силой 1.

1-эта мера интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе. Дебаи и Хюккель предложили уравнение, связывающее 3 величины: заряд иона, ионная сила и коэффициент активности.

Ионная сила выражается след.уравнением:

Для однозарядного электролита ионная сила совпадает с концентрацией, но ионы в электролите имеющие разные заряды при одинаковой концентрации будут иметь разные ионные силы. Сопоставление свойств сильных электролитов можно проводить только тогда, когда ионные силы одинаковые. Небольшие примеси резко изменяют свойства электролита.

35) Основные классы неорганических веществ – оксиды, кислоты, соли, основания. Дать примеры каждого класса и химические реакции каждого класса. Примеры. Реакция нейтрализации (пример).

Оксиды -сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.

Все оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие. Немногочисленные несолеобразующие оксиды не взаимодействуют ни с кислотами, ни с основаниями. К ним относятся оксид азота N2O (I), оксид азота NO (II).

По своим химическим свойствам оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные.

Основными называются оксиды, которые образуют соли при взаимодействии с кислотами или кислотными оксидами:

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

Растворимые в воде основные оксиды вступают в реакцию с водой, образуя основания:

CaO + H2O = Ca(OH) 2

Большинство основных оксидов с водой не взаимодействуют, но им также соответствуют основания, которые можно получить косвенным путем.

Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами, образуя соли:

Na2O + SO3 = Na2SO4

Кислотными называются оксиды, которые образуют соли при взаимодействии с основаниями или основными оксидами. Кислотные оксиды также называются ангидридами кислот. Кислотными являются оксиды типичных неметаллов, а также оксиды ряда металлов в высших степенях окисления (B2O3; N2O5).

Многие кислотные оксиды соединяются с водой, образуя кислоты:

N2O3 + H2O = 2HNO2

SO3 + H2O = H2SO4

Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами с образованием соли:

CO2 + CaO = CaCO3

Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями, образуя соль и воду:

CO2 + Ba(ОН)2= BaCO3 + H2O

Амфотерными называются оксиды, которые образуют соли при взаимодействии как с кислотами, так и с основаниями. Соединения этих оксидов с водой могут иметь кислотные и основные свойства одновременно, например - Al2O3, Cr2O3, MnO2; Fe2O3 ZnO. К примеру, амфотерный характер оксида цинка проявляется при взаимодействии его как с соляной кислотой, так и с гидроксидом натрия:

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O

ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O

Кислоты - сложные вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода, способных замещаться на атома металлов, и кислотных остатков.
Кислородосодержащий и безкислородные.

По числу атомов водорода: число атомов водорода (n) определяет основностькислот:n = 1 одноосновная n = 2 двухосновная n = 3 трехосновная

1)Реагируют с металлами в ряду активности до H2 (искл. HNO3 –азотная кислота) Ме + КИСЛОТА =СОЛЬ + H2↑

Zn + 2 HCl = ZnCl2 + H2

2)С основными (амфотерными) оксидами – оксидами металлов
МехОу + КИСЛОТА= СОЛЬ + Н2О (р. обмена)
CuO + H2SO4 = Cu SO4 + H2O

3) Реагируют с основаниями – реакция нейтрализации
КИСЛОТА + ОСНОВАНИЕ= СОЛЬ+ H2O (р. обмена)
H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O

4)Реагируют с солями слабых, летучих кислот - если образуется соль, выпадающая в осадок или выделяется газ:
2 NaCl (тв.) + H2SO4(конц.) = Na2SO4 + 2HCl­↑ (р. обмена)

5)Разложение кислородсодержащих кислот при нагревании (искл. H2SO4; H3PO4)
КИСЛОТА = КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + ВОДА (р. разложения)

Сильные — диссоциируют практически полностью, константы диссоциации больше 1·10−3 (HNO3);

Слабые — константа диссоциации меньше 1·10−3 (уксусная кислота Kд= 1,7·10−5).

Соли- сложные вещества, молекулы которых, состоят из атомов металлов и кислотных остатков (иногда могут содержать водород). Например, NaCl – хлорид натрия, СаSO4 – сульфат кальция и т. д.

1. Средние соли – все атомы водорода в кислоте замещены металлом: Na2CO3, KNO3 и т.д.

2. Кислые соли – не все атомы водорода в кислоте замещены металлом. Разумеется, кислые соли могут образовывать только двух- или многоосновные кислоты. Одноосновные кислоты кислых солей давать не могут: NaHCO3, NaH2PO4 ит. д.

3. Двойные соли – атомы водорода двух- или многоосновной кислоты замещены не одним металлом, а двумя различными: NaKCO3, KAl(SO4)2 и т.д.

4. Соли основные можно рассматривать как продукты неполного, или частичного, замещения гидроксильных групп оснований кислотными остатками: Аl(OH)SO4, Zn(OH)Cl и т.д.

Свойства:

1. Некоторые соли разлагаются при прокаливании:
CaCO3 = CaO + CO2↑

2. Взаимодействуют с кислотами с образованием новой соли и новой кислоты. Для осуществление этой реакции необходимо, чтобы кислота была более сильная чем соль, на которую воздействует кислота:
2NaCl + H2 SO4 → Na2SO4 + 2HCl↑.

3. Взаимодействуют с основаниями, образуя новую соль и новое основание:
Ba(OH)2 + MgSO4 → BaSO4↓ + Mg(OH)2.

4. Взаимодействуют друг с другом с образованием новых солей:
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3.

5. Взаимодействуют с металлами, которые стоят в раду активности до металла, который входит в состав соли:
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu↓.

Основания– сложные вещества, молекулы которых в своём составе имеют одну или несколько гидрокси-групп OH. Чаще всего основания состоят из атома металла и группы OH. Например, NaOH – гидроксид натрия, Ca(OH)2 – гидроксид кальция и др.

Растворимые в воде основания называются щелочами. Растворы щелочей «мыльные», скользкие на ощупь и довольно едкие. К щелочам относят гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2 и др.). Остальные являются нерастворимыми.

Нерастворимые основания – это амфотерные гидроксиды, которые при взаимодействии с кислотами выступают как основания, а со щёлочью ведут себя, как кислоты.

Разные основания отличаются разной способностью отщеплять гидрокси-группы, поэтому признаку они делятся на сильные и слабые основания.

Сильные основания: NaOH, KOH, LiOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2.

Слабые основания:Mg(OH), Fe(OH)2, Zn(OH)2, NH4OH,Fe(OH)3

Сильные основания в водных растворах легко отдают свои гидрокси-группы, а слабые – нет.

Свойства:

1. Действуют на индикаторы. Индикаторы меняют свою окраску в зависимости от взаимодействия с разными химическими веществами. В нейтральных растворах – они имеют одну окраску, в растворах кислот – другую. При взаимодействии с основаниями они меняют свою окраску: индикатор метиловый оранжевый окрашивается в жёлтый цвет, индикатор лакмус – в синий цвет, а фенолфталеин становится цвета фуксии.

2. Взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием соли и воды:
2NaOH + SiO2 → Na2SiO3 + H2O.

3. Вступают в реакцию с кислотами, образуя соль и воду. Реакция взаимодействия основания с кислотой называется реакцией нейтрализации, так как после её окончания среда становится нейтральной:
2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O.

4. Реагируют с солями, образуя новые соль и основание:
2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4.

5. Способны при нагревании разлагаться на воду и основной оксид:
Cu(OH)2 = CuO + H2O.

Реакция нейтрализации:Реакцию между кислотами и основаниями называют реакцией нейтрализации:
Основание + Кислота = Соль + Вода (реакция обмена, реакция нейтрализации)

Сущность реакции нейтрализации сильного основания сильной кислотой сводится к взаимодействию между гидроксид-ионами OH – и ионами водорода H+.Например:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Na+ + OH – + H+ + Cl– = Na+ + Cl– + H2O
OH – + H+ = H2O

При нейтрализации нерастворимого основания сильной кислотой образуются не только молекулы воды, но и катионы металла. Пример реакции нейтрализации нерастворимого основания:
Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + 2H2O
Fe(OH)2 + 2H+ + 2Cl– = Fe2+ + 2Cl– + 2H2O
Fe(OH)2 + 2H+ = Fe2+ + 2H2O

 

36) Окислительно-восстановительные реакции. Основные типы реакций (пример).

Реакции, при которых происходит изменение степеней окисления у атомов химических элементов, входящих в состав разных молекул, называется межмолекулярными ОВР. Пример:

Cu+H2SO4 => CuSO4+SO2+H2O

Н2S + Cl2 → S + 2HCl

Реакции, при которых происходит изменение степеней окисления у атомов химических элементов, входящих в состав одного и того же вещества, называется внутримолекулярным ОВР. Пример:

NH4NO3 → N2O + 2H2O

Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых атомы с промежуточной степенью окисления превращаются в эквимолярную смесь атомов с более высокой и более низкой степенями окисления, например:

Cl2 + H2O → HClO + HCl

Восстановление – процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. При восстановлении степень окисления понижается.

Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. При окислении степень окисления повышается.

Основные типы реакции:

1)химические реакции соединения
A + B = AB
Из нескольких простых или сложных веществ образуется одно сложное

2)химические реакции разложения
AB = A + B
Из сложного вещества образуется несколько простых или сложных веществ

3)химические реакции замещения
A + BC =AC + B
Атом простого вещества замещает один из атомов сложного

4)химические реакции ионного обмена
AB+CD = AD+CB
Сложные вещества обмениваются своими составными частями