Реакции в растворах электролитов.гидролиз солей. Жесткость воды

8.

Правило Вант-Гоффа: скорость большинства химических реакций при повышении температуры на каждые 10 возрастает в 2-4 раза.

9. Гетерогенные реакции- хим.реакции протекающие на границе раздела двух фаз.

Гомогенные реакции- химические реакции протекающие полностью в одной фазе.

10. Обратимые реакции протекают в 2х взаимопротивоположных направлениях, молекулы исходных в-в не могут полностью превратиться в молекулы продуктов реакции.

3H₂ + N₂ ⇌ 2NH₃.

Необратимые протекают в 1м направлении, молекулы исходных веществ превращаются в молекулы продуктов реакции.

Ba(ClO₂)₂ + H₂SO₄ → 2HClO₂ + BaSO₄↓

Признаки необратимости:

-осадок

-выделение газа

-малодиссоциирующего в-ва

-образование комплексного иона

Состояние системы в которой скорость прямой реакции равняется скорости обратной реакции называется состоянием химического равновесия.

11. Принцип Ле-Шателье гласит- если на систему находящуюся в состоянии равновесия оказать какое либо внешнее воздействие (изменить температуру,давление,концентрацию), то равновесие сместится в сторону той реакции которая противодействует оказанному воздействию.

Влияние концентрации на смещение давления:

12. Смотреть фото выше.

1. электрическая диссоциация-это обратимый процесс распада молекул электролита на противоположно заряженные ионы, под влиянием полярных молекул воды (растворителя) или под действием высоких температур.

Механизм электролитической диссоциации NaCl при растворении поваренной соли в воде состоит в последовательном отщеплении ионов натрия и хлора полярными молекулами воды.

Рис. 2.

Механизм растворения хлорида натрия в воде:

а – ориентация молекул воды на поверхности кристалла NaCl и отрыв иона Na+;

б – гидратация (окружение молекулами воды) ионов Na+ и Сl–

Рис. 3.

Диссоциация молекул HCl

на ионы в водном растворе

количественная характеристика процесса диссоциации является степень диссоциации

(α=n/N *100%) она представляет собой отношение n- количество молекул распавшихся на ионы к общему числу растворенных молекул N в процентах.

Α зависит от:

1) природы растворенного вещества(ионные в >й степени, чем ковалентные полярные)

2) от зарядов ионов NaCl=(обратим.) Na⁺+Cl^- α=90%

3) от t^o

4) от концентрации (чем выше конц-ия, тем ниже α)

Диссоциация различных классов соединений

Кислоты( с точки зрения электролитической диссоциации ) -это электролиты при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода.

HCl=(обратим.)H⁺+Cl^-

H₃PO₄=(обратим.)H⁺+H₂PO₄ H₂PO₄=(обратим.)H⁺+HPO₄^2-

Одноосновные в 1 ступень, многоосновные в несколько.

Основания- это электролиты при диссоциации которых в качестве анионов образуются только анионы гидроксо группы

Одноосновные в одну, многоосновные в несколько.

KOH=(обратим.)K⁺+OH^-

Ca(OH)2=(обратим.) (CaOH)⁺+OH^-

CaOH⁺=(обратим.)Ca²⁺+OH^-

α₁>α ₂

соли- растворимые соли считаются сильными электролитами, нерастворимые-слыбыми.

Средние соли диссоциируют в 1ну ступень

AL₂(SO₄)₃=(обратим.) 2AL³⁺+3SO₄^2-

Кислые соли диссоциируют ступенчато

NaHCO₃ =(обратим.) Na⁺+HCO₃

HCO₃ =(обратим.) H⁺+ CO₃^2-

α₁>α ₂

Основные соли слабые электролины.

CuOHNO=(обратим.)CuOH⁺+NO₃^-

CuOH⁺=(обратим.)Cu²⁺+OH^-

Комплекстыные соли диссоциируют на ионы внешней и внутренней сферы

Na₂[Zn(OH)₄] =(обратим.)2Na⁺+[Zn(OH)₄]^2-

AB=(обратим.)A⁺+B^-

Kp=[A⁺]*[ B^-]/[AB]

Kp – не зависит от концетрации,зависит от природы вещества и t^o

2. Водородный показатель (рН) величина, характеризующая активность или концентрацию ионов водорода в растворах. Водородный показатель обозначается рН.

Водородный показатель численно равен отрицательному десятичному логарифму активности или концентрации ионов водорода, выраженной в молях на литр:

pH=-lg[ H+ ]

Водородный показатель можно приблизительно оценивать с помощью индикаторов, точно измерять pH-метром или определять аналитически путём, проведением кислотно-основного титрования.

Индикаторы - это специальные реактивы, которые изменяют свою окраску в зависимости от кислотности среды.

Индикаторы -слабые органические кислоты или слабые органические основания.

Наиб. Распрост. – лакмус, метилорандж, фенолфтолеин.

Лакмус-это слаб. орг. кис-та

В кислоте красная(равновесие смещается в сторону обратной реакции), в щелочи синяя(по принципу ла-шателье в сторону прямой), в нейтральной среде-фиолетовая.

3. Гидролиз -это обратимый процесс взаимодействия ионов соли с составными частями молекул воды с образованием слабого электролита и с изменением Ph среды.

Движущая сила гидролиза- образование слабого электролита.

4. Правило написания ур-ия гидролиза:

1Написать диссоциацию соли

2Определить каким электролитов по силе была образована данная соль и опр. Ион слабого электролита

3написать реакцию иона слабого электролина с 1й молекулой воды

4определить реакцию среды

PH<7 кислая

5написать молекулярное ур-ие гидролиза(для этого к ионам кратного ур-ия нужно добавить тот ион, который в гидролизе не участвовал)

5. потому что большинство реакций гидролиза останавливается на первой стадии; во многих реакциях не наблюдается признаков необратимости реакции; Полный и необратимый гидролиз солей. Некоторые соли, образованные слабыми летучими кислотами и многокислотными гидроксидами не могут находиться в виде водных растворов из-за полного необратимого взаимодействия с водой, сопровождающегося одновременным выделением газа и выпадением осадка.

6. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (NaCl, KCl, Ba(NO₃)₂, Na₂SO₄ и др.), гидролизу в растворе не подвергаются, т.к. не образуется слабодиссоциированных соединений (катионы сильных оснований и анионы сильных кислот не могут связывать ионы воды). Реакция растворов этих солей остается практически нейтральной, рН = 7.

Гидролизу подвергаются соли, образованные: а) сильным основанием и слабой кислотой; б) сильной кислотой и слабым основанием; в) слабым основанием и слабой кислотой.

7.

Полный и необратимый гидролиз солей. Некоторые соли, образованные слабыми летучими кислотами и многокислотными гидроксидами не могут находиться в виде водных растворов из-за полного необратимого взаимодействия с водой, сопровождающегося одновременным выделением газа и выпадением осадка.

8. 4 типа солей по способности гидролизоваться:

1. образованный сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергается, так как в растворе нет иона слабого электролита. Реакция среды не меняется.

Дата добавления: 2015-04-23