ПЛЮМБУМ 1 страница

СТАНУМ

В14

В13

Б12

В11

Б10

1.СОЛІ - о рганічні речовини, утворені металом і кислотним залишком. Бувають: звичайна(Ме+кис.залишок), кисла(зявляється Н), основна(зявляється ОН MgOHCl), подвійна(два метали і кисл.залишок KAl(SO₄)₂), комплексні (комплексні іони K₄[Fe(CN)₆]) взаємодіють з кислотами, основами, металами, солями. Назви середніх солей утворюються з двох слів: назви металу у називному відмінку та назви аніона кислоти, наприклад: СаSО4 – кальцій сульфат; КСl – калій хлор.
2. SO₃, Властивості концентрованої і розведеної H₂SO₄.

H₂SO₄ - Безбарвна масляниста,дуже в'язка і гігроскопічна рідина. Сірчана кислота одна з найсильніших неорганічних кислот і є дуже їдкою та небезпечною. Ця кислота утворює два ряди солей: сульфати і гідрогенсульфати, в яких у порівнянні з сульфатною кислотою замінюються один або два аніони гідрогену на катіони металів. Сірчана кислота є однією з найважливіших технічних речовин у світі і лідирує за кількістю виробництва. Вона в основному використовується для виробництва добрив і інших неорганічних кислот. В основному використовуються водні розчини цієї кислоти. Добування: 1.випалювання в «киплячому шарі»(циклон, електрофільтр, сушильна башта, теплообмінник) 2.Контактний апарт, 3.Вбирна башта. Лакмус і метил оранж – рожевий. Реагує з солями, металами, оксидами. Концентрована звуглює орг..речовини. застосування: як проносне. При дії розведеної сульфатної кислоти на метали, які у електрохімічному ряді активності металів розташовані ліворуч водню, виділяється водень. Концентрована сірчана кислота має сильний окислювальний ефект і здатна реагувати, при нагріванні, навіть з благородними металами, такими як мідь, ртуть і срібло, хоча при цьому вона не взаємодіє з залізом. Тому для перевезення концентрованої сульфатної кислоти використовуються залізні цистерни.

1.періодичний закон - властивості хімічних елементів, простих речовин, а також склад і властивості сполук перебувають у періодичній залежності від значень зарядів ядер атомів.

2. сульфати. Сульфа́ти — солі сірчаної кислоти — H2SO4.Сульфатна кислота утворює два ряди солей: нормальні солі, які називають сульфатами, і кислі, які називають гідрогенсульфатами. Сульфати у більшості добре розчинні. До малорозчинних належать сульфат кальцію CaSO4 і сульфат свинцю PbSO4. Нерозчинним у воді є сульфат барію BaSO4. Багато сульфатів широко застосовується у практиці, наприклад BaSO4, CaSO4 і CuSO4. Сульфати міді та заліза іноді називають купоросами.

1. Теорія Резерфорда: кожний електрон обертається навколо атомного ядра, причому сила притягання ядра зрівноважується відцентрованою силою, яка виникає при обертанні електрона. Теорія Бора: проминиста енергія виділяється і вбирається певними порціями – квантами.

2.азот і фосфор. У вільному стані фосфор буває в кількох алотропічних модифікаціях. Найбільше значення мають так звані білий і червоний фосфор. Білий фосфор являє собою безбарвну воскоподібну речовину з жовтуватим відтінком, через що його називають також жовтим фосфором. Білий фосфор — легкозаймиста речовина. Червоний фосфор являє собою порошкоподібну речовину червоно-бурого кольору, не отруйний і в сірковуглеці не розчиняється. При охолодженні пари фосфору переходять у білий фосфор. Чорний фосфор – речовина, схожа на графіт, має шарувату будову. Він масний на дотик, з металічним блиском, виявляє властивості напівпровідників. Реагую з киснем, неметалами, з багатьма металами, утворюючи фосфіди: 2P + 3Ca = Ca3P2. при дії на фосфід кальцію розведеної хлоридної кислоти утворюється фосфін PH3. Азот — газ без кольору, запаху, смаку. Азот не підтримує ні дихання, ні горіння. У воді розчиняється мало. Щоб розкласти молекулу азоту на атоми, треба витратити значну кількість енергії. Тому азот при звичайних умовах хімічно досить пасивний. При високих температурах, коли молекули N2 розкладаються і азот переходить в атомарний стан, він легко вступає в реакції з металами, утворюючи нітриди: 6Li + N2 = 2Li3N (нітрид літію) При високій температурі, високому тиску і наявності каталізатора нітроген сполучається з гідрогеном з утворенням амоніаку. при грозових розрядах: N2 + O2 = 2NO.

1. головне квантове число – це число, що позначає номер енергетичного рівня. Воно характеризує запас енергії електронів, які займають даний енергетичний рівень. Орбітальне квантове число – характеризує форму орбіта лі, електричної хмари і має значення (0,1,2,3). Магнітне квантове число – характеризує просторове розміщення орбіта лей, число його значень залежить від орбітального квантового числа і вказує на число орбіта лей. Азот — газ без кольору, запаху, смаку. Азот не підтримує ні дихання, ні горіння. У воді розчиняється мало. Щоб розкласти молекулу азоту на атоми, треба витратити значну кількість енергії. Тому азот при звичайних умовах хімічно досить пасивний. При високих температурах, коли молекули N2 розкладаються і азот переходить в атомарний стан, він легко вступає в реакції з металами, утворюючи нітриди: 6Li + N2 = 2Li3N (нітрид літію) При високій температурі, високому тиску і наявності каталізатора нітроген сполучається з гідрогеном з утворенням амоніаку. при грозових розрядах: N2 + O2 = 2NO.

2.Азот — газ без кольору, запаху, смаку. Азот не підтримує ні дихання, ні горіння. У воді розчиняється мало. Щоб розкласти молекулу азоту на атоми, треба витратити значну кількість енергії. Тому азот при звичайних умовах хімічно досить пасивний. При високих температурах, коли молекули N2 розкладаються і азот переходить в атомарний стан, він легко вступає в реакції з металами, утворюючи нітриди: 6Li + N2 = 2Li3N (нітрид літію) При високій температурі, високому тиску і наявності каталізатора нітроген сполучається з гідрогеном з утворенням амоніаку. при грозових розрядах: N2 + O2 = 2NO.

1Електро́нна конфігура́ція — формула розташування електронів на різних електронних оболонках атома хімічного елемента. Число електронів на оболонці дорівнює числу протонів у ядрі атома і визначається протонним числом елемента (порядковим номером). Аби зрозуміти, як побудована електронна оболонка атома, потрібно з'ясувати, як розподіляється електронна густина біля ядра, тобто визначити ділянку простору, де можуть перебувати електрони даного атома.Число електронів на оболонці дорівнює числу протонів у ядрі атома і визначається протонним числом елемента. Електрони в атомі розмішуються на різній відстані від ядра. Це пояснюється тим, що електрони мають різний запас енергії. Одні з них сильніше притягуються до ядра і розмішуються ближче до нього, вони міцніше зв'язані з ядром і їх важче вирвати з електронної оболонки. Інші — слабкіше притягуються і перебувають далі від ядра. Принцип Паулі:в атомі не може бути електронів з однаковим значенням усіх 4 квантових чисел. Правило Гунда:електрони розміщуються на однакових орбіталях таким чином,щоб сумарний спін був максимальним

2. Аміа́к, NH3 — неорганічна сполука, безбарвний газ із різким задушливим запахом, легший за повітря майже у два рази, добре розчинний у воді (при 0°С в 1 об'ємі води розчиняється 1200 об'ємів NH3, а при 20°С - 700 об'ємів). Використовують переважно для виробництва азотних добрив, вибухових речовин і азотної кислоти. Рідкий аміак використовується в холодильних установках. Водний розчин аміаку (нашатирний спирт) застосовується в медицині. Його зберігають і транспортують у рідкому стані в стальних балонах під тиском 6—7 атм. При нагріванні розчину аміак легко випаровується. Хімічні властивості. Молекули аміаку утворюються за допомогою ковалентних зв'язків.Однак зв'язки N—Н в молекулі аміаку полярні, оскільки електронна пара зміщена до атома азоту. Тому атом азоту має негативний заряд, а атом водню — позитивний. У хімічному відношенні аміак є відновником, а сам звичайно окиснюється до вільного азоту. Так, в атмосфері кисню аміак горить за реакцією:4NH3 + 3O2 = 2N2 + H2O. Амоніак також легко відновлює монооксид міді до металічної міді при високій температурі за реакцією: 3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H2O. В розчині аміаку в рівновазі одночасно існують молекули аміаку, води і гідроксиду амонію та іони амонію і гідроксилу. Гідроксид амонію є дуже нестійкою речовиною і може існувати лише в розчині. При нагріванні розчину рівновага зміщується вліво, і розчин розкладається на вихідні речовини. Цей розклад частково відбувається і при звичайній температурі, тому розчини аміаку завжди мають специфічний запах. При тривалому кип'ятінні розчину можна повністю видалити аміак. Розчин гідроксиду амонію забарвлює лакмус у синій колір. З кислотами розчин гідроксиду амонію утворює солі, наприклад:NH4OH + HCl = NH4Cl + H2O. Добування аміаку. В лабораторних умовах відбувається в дві стадії: 2NH4Cl + Ca(OH)2 = 2NH4OH + CaCl_2. Потім:NH4OH = NH3↑ + H2O.. промисловий спосіб: N₂+3H₂=2NH₃

Білет 17

Швидкість хімічної реакції

Швидкість хімічної реакції визначається кількістю речовини, що прореагувала за одиницю часу в одиниці об’єму.
Формула середньої швидкості хімічної реакції:

де — середня швидкість хімічної реакції, — зміна концентрації реагенту, — час.

Чинники, що впливають на швидкість хімічної реакції

1) Природа реагуючих речовин.
2) Агрегатний стан реагуючих речовин.
3) Концентрація реагуючих речовин.
Основний закон хімічної кінетики — закон діючих мас для швидкості хімічних реакці й: швидкість хімічної реакції за сталої температури пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин.
Для реакції :
,
де k — коефіцієнт; і — концентрації реагуючих речовин (моль/л).
4) Площа поверхні зіткнення реагуючих речовин.
Ця залежність справедлива для гетерогенних систем за участю твердих речовин.
5) Зміна температури.
Залежність швидкості реакції від температури описується правилом Вант-Гофф а: при підвищенні температури на кожні 10 °С швидкість більшості реакцій збільшується у 2—4 рази.
,
де — температурний коефіцієнт.
6) Для газів — тиск у системі.
7) Наявність каталізаторів.
Каталізатори — це речовини, що змінюють швидкість хімічної реакції. Каталізатор у процесі реакції не витрачається і до складу кінцевих продуктів не входить. Позитивний каталіз — прискорення реакції. Негативний каталіз, або інгібування, — уповільнення реакції. 

Закон діючих мас встановлює співвідношення між масами реагуючих речовин в хімічних реакціях при рівновазі, а також залежність швидкості хімічної реакції від концентрації вихідних речовин.

2. Алотропія (від гр. ἄλλος, állos — інший і τρόπος, trópos — властивість) — явище, коли хімічний елемент існує у вигляді двох або кількох простих речовин. Так проста речовина кисень O₂ і проста речовина озон O₃ є алотропічними видозмінами елементу оксигену.

Вуглець, фосфор, сірка і інші елементи також утворюють алотропічні видозміни. Алотропічні видозміни, або модифікації, обумовлюються або різною кількістю атомів у молекулах, або різною кристалічною будовою твердих тіл, що складаються з атомів того самого хімічного елементу. Явищами алотропії пояснюється і той факт, що простих речовин відомо значно більше, ніж хімічних елементів. Відомо понад 400 простих речовин, а хімічних елементів — лише 118.

Елемент	Форма
Вуглець	алмаз — (sp3-гібридизація) Лонсдейліт графіт аморфний вуглець фулерени, зокрема C60. вуглецеві нанотрубки карбін — лінійна форма (sp-гібридизація)
Фосфор:	Білий P4 Червоний — полімер Фіолетовий Чорний — напівпровідник, аналог графіту Аморфний
Кисень:	O2 — компонент повітря, безбарвний озон, O3 — голубий газ
Сірка:	Аморфна — полімер Ромбічна, S8 Моноклінна Метастабільні циклічні форми S7 і S12
Селен:	Червоний, Se8 Сірий, полімерний Чорний

Фосфор досить поширений елемент (0,08% маси земної кори). В природі він зустрічається винятково у зв'язаному стані. Найважливішими природними сполуками фосфору є мінерали фосфорит Са₃(PO₄)₂ і апатит, який у своєму складі містить, крім Са₃(PO₄)₂, СаP₂ або CaCl₂. Багаті родовища апатиту є на Кольському півострові, а також у південному Казахстані (гори Каратау), на Уралі, в Естонії, Ленінградській і Московській областях, в Україні і в інших місцях. Фосфор є також постійною складовою частиною живих організмів — рослин і тварин. Особливо значні його кількості містяться в кістках тварин (і людини) у вигляді фосфату кальцію Са₃(PO₄)₂. Крім того, фосфор входить до складу нуклеінових кислот та білків.

Білет 18

Хімічна рівновага

Хімічні реакції, які за одних і тих самих умов можуть іти в протилежних напрямах, називаються оборотним и. У випадку, якщо за даних умов реагенти повністю перетворюються на продукти реакції, реакції називаються необоротним и.

Умови необоротності хімічних реакцій

1) Продукти, що утворюються, виводяться зі сфери реакції — випадають у вигляді осаду, виділяються у вигляді газу:

2) Утворюються малодисоціюючі сполуки, наприклад вода:

3) Виділяється велика кількість енергії:

Хімічна рівновага

Оборотні реакції не йдуть до кінця і закінчуються встановленням хімічної рівноваги — такого стану системи реагуючих речовин, за якого швидкості прямої та зворотної реакцій однакові.
Стан хімічної рівноваги можна змістити в той або інший бік зміною зовнішніх умов: температури, тиску, концентрації речовин, що беруть участь у реакції. Ці зміни визначаються принципом динамічної рівноваги— принципом Ле Шатель є: зовнішня дія на рівноважну систему зміщує рівновагу в напрямі ослаблення ефекту цієї дії.
Із принципу Ле Шательє випливає:
1) при збільшенні концентрації однієї з реагуючих речовин рівновага зміщується у бік витрачання цієї речовини, а при зменшенні концентрації — у бік її утворення;
2) зміна тиску зміщує рівновагу тільки в газових системах. Зі збільшенням тиску рівновага зміщується у бік зменшення об’єму (кількості речовини) газоподібних речовин, із зменшенням тиску — у бік збільшення об’єму (кількості речовини) газоподібних речовин. Якщо реакція проходить без зміни числа молекул (кількості речовини) газоподібних речовин, то тиск не впливає на стан рівноваги;
3) під час підвищення температури рівновага зміщується у бік перебігу ендотермічної реакції, під час зниження температури — екзотермічної реакції. 

2. Кисневі сполуки фосфору. Фосфорна кислота та її солі.

Фocфop мaє дyжe виcoкy cпopiднeнicть дo Oкcигeнy. Cпoлyчaючиcь з киcнеь, фocфop утворює оксид фocфopy(III) P₂О₃ й oкcид фocфopy(V) P₂О₅. Під чac взaємoдiї фocфopy з лyгoм, кpiм фocфiнy, yтвopюютьcя гiпoфocфiти, coлi гiпoфocфiтнoї киcлoти H₃PО₂.

Ця киcлoтa oднoocнoвнa, дocить cильнa (K_Д = 10^-1). Cтyпiнь oкиcнeння Фocфopy в мoлeкyлi H₃PO₂ низький (+1), caмa киcлoтa тa її coлi є дyжe aктивними вiднoвникaми. Гiпoфocфiти викopиcтoвyють як вiднoвники пiд чac xiмiчнoгo нiкeлювaння. Aнгiдpидy H₃PO₂ нe дoбyтo.
Oкcид фocфopy(III) P₂О₃, aбo aнгiдpид фocфiтнoї киcлoти, yтвopюєтьcя в paзi пoвiльнoгo oкиcнeння фocфopy. Цe бiлi кpиcтaли, щo плaвлятьcя зa тeмпepaтypи 23,8°C. Зa мoлeкyляpнoю мacoю P₂О₃ вiдпoвiдaє фopмyлi P₄О₆. Пiд чac взaємoдiї P₂О₃ з вoдoю yтвopюєтьcя фocфiтнa киcлoтa H₃PO₃, якa y чиcтомy виглядi є бeзбapвнoю кpиcтaлiчнoю peчoвинoю. У poзчинi H₃PO₃, диcoцiює як двoxocнoвнa киcлoтa cepeдньoї cили
(K_Д1 = 2*10^-2, K_Д2 = 3 · 10^-7).

Coлi H₃PO₃ нaзивaютьcя фocфiтaми. Бiльшicть фocфiтiв нe poзчиняєтьcя y вoдi, зa виняткoм фocфiтiв лyжниx мeтaлiв, aмoнiю i кaльцiю. P₄О₆, H₃PO₃ i фocфiти є oтpyйними peчoвинaми. Iнoдi киcлoтy H₃PO₃ нaзивaють opтoфocфiтнoю, ocкiльки вiдoмi coлi мeтaфocфiтнoї киcлoти HPO₂.

Bci oкcигeнoвмicнi cпoлyки фocфopy(III) мaють cильнi вiднoвнi влacтивocтi. Пpoтe в киcлoмy poзчинi aктивнi мeтaли вiднoвлюють H₃PO₃ дo PH₃. Пiд чac нaгpiвaння H₃PO₃ диcпpoпopцioнyє:

Oкcид фocфopy(V) P₂О₅, aбo aнгiдpид фocфaтнoї киcлoти — цe бiлa cнiгoпoдiбнa мaca, щo yтвopюєтьcя пiд чac гopiння фocфopy нa пoвiтpi aбo y киcнi. Moлeкyляpнa мaca oкcидy фocфopy(V) вiдпoвiдaє фopмyлi P₄О₁₀. Oкcид фocфopy(V) cильний вoдoвiдбиpний зaciб, пpитягyючи вoлoгy, вiн пepeтвopюєтьcя нa poзпливчacтy мacy мeтaфocфaтнoї киcлoти.
Фocфaтнi киcлoти. 3 ycix фocфaтниx киcлoт нaйбiльшe знaчeння мaє opтофocфaтнa, якy чacтo нaзивaють пpocто фocфaтнoю. Цe твepдa peчoвинa з тeмпepaтypoю плaвлeння 42°C. Poзплaвлeнa H₃PО₄ тa її кoнцeнтpoвaнi poзчини (~80 %) мaють вeликy в'язкicть, щo зyмoвлeнo нaявнicтю мiжмoлeкyляpниx вoднeвиx зв'язкiв P - О... H - О - P тa P - О... H - OH.

Beликi кiлькocтi H₃PО₄ дoбyвaють poзчинeнням oкcидy фocфopy(V) y гapячiй вoдi (peaкцiя йдe дyжe eнepгiйнo), oкиcнeнням фocфopy нiтpaтнoю киcлoтою тa пiд дiєю cyльфaтнoї киcлoти нa opтoфocфaт кaльцiю:

Opтoфocфaтнa киcлoтa мoжe викpиcтaлiзyвaтиcя y виглядi бeзбapвниx рoмбiчниx пpизм. Бyдoвy мoлeкyли H₃PО₄ зoбpaжeнo нa мал.

H₃PO₄ дyжe дoбpe poзчиняєтьcя y вoдi, цe киcлoтa cepeдньoї cили (К_Д1 =7*10^-3; К_Д2 =6·10^-8; К_Д3 =10^-11).

Ha вiдмiнy вiд мeтaфocфaтнoї киcлoти, H₃PО₄ нe oтpyйнa, yтвopює oднo- двo- i тpизaмiщeнi coлi. Cepeднi coлi цiєї киcлoти нaзивaютьcя фocфaтaми, киcлi — гiдpoгeнфocфaтaми i дигiдpoгeнфocфaтaми. Дигiдpoгeнфocфaти дoбpe poзчиняютьcя y вoдi, a бiльшicть фocфaтiв i гiдpoгeнфocфaтiв — пoгaнo, зa виняткoм coлeй лyжниx мeтaлiв тa aмoнiю.

Пiд чac нaгpiвaння дo 225°C opтoфocфaтнa киcлoтa чacткoвo втpaчaє вoдy i пepexoдить y дифocфaтнy киcлoтy:

Фocфaти y вoдниx poзчинax гiдpoлiзyють. Poзчини фocфaтiв лyжниx мeтaлiв мaють cильнoлyжнy peaкцiю, poзчини гiдpoгeнфocфaтiв лyжниx мeтaлiв — cлaбкoлyжнy, poзчини дигiдpoгeнфocфaтiв — cлaбкoкиcлy.

Дифocфaтнa киcлoтa — цe бeзбapвнi кpиcтaли з тeмпepaтypoю плaвлeння 61°C. H₄P₂О₇ дoбpe poзчиняєтьcя y вoдi, вoнa cильнiшa, нiж H₃PО₄ (К_Д1 = 3 *10^-2; К_Д2 = 4*10^-3; К_Д3 = 2 * 10^-7; К_Д4 = 5*10^-10). Для H₄P₂О₇ вiдoмi киcлi (Na₂H₂P₂О₇) i cepeднi (Na₄Р₂О₇) coлi. Kиcлi coлi дифocфaтнoї киcлoти poзчиняютьcя y вoдi, cepeднi — мaлopoзчиннi.

№ 21

Теорія електролітичної дисоціації

Більшість хімічних реакцій, які використовуються у якісному аналізі, протікають у водних розчинах. Якщо речовина розчиняється у воді чи іншому розчиннику, то утворюється однорідний гомогенний розчин. Розчини не можна розглядати як прості механічні суміші. Процес розчинення завжди супроводжується виділенням чи поглинанням теплоти.

Водні розчини деяких речовин є провідниками електричного струму. Ці речовини належать до електролітів. Електролітами є кислоти, солі та луги. Багато речовин виявляють властивості електролітів у розплавленому стані. Електрична провідність розчинів і розплавів електролітів зумовлена наявністю у розчині негативно та позитивно заряджених іонів, які утворюються з молекул або кристалічних речовин. Уявлення про утворення іонів у розчинах електролітів утвердилося в хімії в першій половині XIX ст. завдяки працям англійського фізика і хіміка М. Фарадея. Процес розщеплення електролітів на іони у водних розчинах і розплавах називається електролітичною дисоціацією.

Розчини деяких речовин у воді не проводять електричний струм. Такі речовини називаються неелектролітами. Неелектролітами є багато органічних сполук, наприклад сахари, спирти.

Теорія електролітичної дисоціації для водних розчинів була сформульована шведським ученим С. Арреніусом у 1887 р. Розглянемо основні положення цієї теорії.

1. При розчиненні у воді молекули електролітів дисоціюють (розщеплюються) на позитивно і негативно заряджені іони. Іони можуть бути утворені з одного атома – прості іони (Na+, Cl-) і кількох атомів – складні іони ().

2. Дисоціація – оборотний процес. Як правило, він

не відбувається до кінця, а в системі встановлюється динамічна рівновага, тобто такий стан, при якому швидкість дисоціації дорівнює швидкості зворотного процесу - утворення вихідних молекул. Тому у рівняннях дисоціації замість знака „ дорівнює ” ставлять знак оборотності.

3. Іони у водному розчині перебувають у хаотичному безперервному русі. Якщо у розчин електроліту занурити електроди і прикласти до них електричну напругу, то іони набудуть направленого руху: позитивно заряджені іони переміщуватимуться у напрямі до катода (негативно зарядженого електрода), а негативно заряджені іони у напрямку анода (позитивно зарядженого електрода). Іони також одержали назви: позитивні іони – аніони, а негативні – катіони.

Теорія С. Арреніуса не пояснює причин електролітичної дисоціації, вони були встановлені пізніше.

Розглянемо електролітичну дисоціацію речовин з іонним і полярним ковалентним зв'язком. Припустимо, що у воду помістили кристали хлориду натрію NаСІ – речовини з іонним зв’язком. Полярні молекули води електростатично притягуються позитивно зарядженими кінцями до негативно заряджених іонів С1- у хлориді натрію, а негативно зарядженими кінцями – до позитивно заряджених іонів Na+.

Внаслідок такої взаємодії іонів з диполями води послаблюється зв’язок між іонами кристала, і вони переходять у розчин у вигляді гідратованих іонів. Уявлення про гідратацію іонів, тобто про виникнення хімічного зв'язку між іонами і молекулами води, введено російським вченим І. О. Каблуковим і стало розвитком хімічної теорії розчинів.

У неводних розчинниках також можлива електролітична дисоціація з утворенням соль ватованих іонів.

Гідратації зазнають всі іони у водних розчинах, у тому числі й іони водню, які можуть утворювати хімічні зв’язки з однією, двома і більшим числом молекул води. Звичайно гідратовані іони водню зображують формулою Н3О+ (точніше, Н3О+ Ч nН2О, де n = 0...4) і називають іоном гідроксонію.

На рис. 2 зображено схему розщеплення молекули хлороводню з полярним ковалентним зв'язком. При взаємодії полярної молекули НС1 з диполями води відбувається розрив зв'язку між атомами водню і хлору, і молекула набуває іонної структури. Потім молекула із іонним зв’язком розщеплюється на окремі гідратовані іони.

Для кількісної характеристики електролітичної дисоціації введено поняття ступінь дисоціації, який дорівнює відношенню кількості речовини електроліту, що розщепився на іони, до загальної кількості речовини цього електроліту, введеного в розчин:

Ступінь дисоціації – безрозмірна величина, його виражають у частках одиниці або в процентах. При повній дисоціації електроліту на іони ω= 1, або 100 %. Для неелектролітів, які не дисоціюють на іони, ω = 0.

Ступінь дисоціації залежить від концентрації електроліту і температури. З теорії електролітичної дисоціації випливає, що чим менша концентрація електроліту в розчині, тим більший ступінь дисоціації. При безкінечному розбавлянні розчину ступінь дисоціації наближається до 1 (100 %). Наприклад, ступінь дисоціації гідроксиду натрію NаОН залежно від концентрації електроліту змінюється так: для розчину з концентрацією с=1 моль/л ω = 0,73 (18°С), для с = 0,1 моль/л ω =0,84 і для с = 0,01 моль/л ω = 0,95.

Залежно від ступеня електролітичної дисоціації всі електроліти поділяють на сильні та слабкі. Такий поділ досить умовний, оскільки ступінь дисоціації залежить від температури розчину, концентрації електроліту, і внаслідок цього може змінюватися у досить широких межах.

Слабкі електроліти – це речовини, які лише частково дисоціюють на іони. Із неорганічних сполук до них належить вода, пероксид водню, деякі неорганічні кислоти, як, наприклад, вугільна Н2СО3. Силу електроліта зручно характеризувати за допомогою константи дисоціації:

Якщо електроліт дисоціює ступінчато, то константу дисоціації слід записати для кожного ступеня дисоціації. Виходячи із значень константи дисоціації можна визначати та порівнювати силу електролітів, чим менше Кд тим електроліт слабший і навпаки.

Для слабких електролітів між константою та ступенем дисоціації існує зв’язок, який для розбавлених розчинів можна виразити формулою:

,

де с – молярна концентрація електроліту.

Сильні електроліти практично повністю дисоційовані на іони. До них відносять майже всі неорганічні кислоти (сульфатна, нітратна, хлоридна) та їх розчинні солі, луги.

Електростатична взаємодія із утворенням іонних пар зменшує реальну концентрацію іонів у розчині, а отже ступінь дисоціації електроліту менший за 100 %. Ступінь дисоціації сильного електроліту. Який визначають експериментально називають уявним ступенем дисоціації. Тому замість концентрації використовують активність. Активність – це ефективна концентрація іонізованої частини електроліту в розчині, визначена із врахуванням взаємодії іонів:, де - це коефіцієнт активності речовини, який враховує сили взаємодії іонів, значення, якого завжди менше або дорівнює одиниці.

П. Дебай та Г. Гюккель встановили, що в розведених розчинах сильних електролітів логарифм коефіцієнта активності пропорційний кореню квадратному із його іонної сили:, де А – це стала, яка залежить від зарядів іонів, температури та діелектричної проникності розчинів. Поняття про іонну силу розчину ввели Г. Люїс та Рендель. Згідно із законом іонної сили коефіцієнт активності в розбавлених розчинах залежить не від природи електроліту, а тільки від величини іонної сили розчину. У різних електролітів із однаковими значеннями іонної сили коефіцієнти активності будуть однакові.

Величина іонної сили І визначається як напівсуха добутків концентрацій іонів С на квадрати їх валентностей z:

В аналітичній хімії більшість хімічних реакцій проводять у розчинах. Для вираження вмісту аналізованої речовини у розчинах використовують поняття концентрації. Концентрація – це величина, яка характеризує вміст речовини у певному об’ємі її розчину. Виділяють моляльну, молярну, нормальну концентрації. Але найчастіше в аналітичній хімії використовують нормальну концентрацію (нормальність). Вона показує скільки еквівалентів речовини міститься в 1 л. розчину. Широке використання нормальності пов’язано із використанням її у розрахунках титраметричного аналізу.

Дата добавления: 2015-05-26