1.20 Гидролиз солей. Константа и степень гидролиза. Факторы смещения равновесия гидролиза. Необратимый гидродиз.

Гидролиз – реакция соли с водой с образованием слабого электролита. Сопровождается изменением рН среды. Пример Na₂CO₃=Na⁺+CO₃^2- -диссоциация, CO₃^2-+H₂O=HCO₃^-+OH^- - гидролиз. Гидролиз заключается в химическом взаимодействии ионов растворенной соли с молекулами воды, приводящим к образованию малодиссоциированных соединений и изменению реакции среды. Величина количественно характеризующая гидролиз, называется степенью гидролиза h. Степень гидролиза – отношение числа гидролизованных молекул соли к общему числу растворенных ее молекул. . Зависимость степени гидролиза. Концентрация вещества – чем больше разбавление, тем больше степень гидролиза. Температура – чем выше температура, тем сильнее гидролиз. Добавление посторонних веществ – введение веществ дающих щелочную реакцию, подавляет гидролиз соли с рН > 7 и усиливает гидролиз с рН < 7, и наоборот вещества дающие кислую реакцию среды, увеличивает гидролиз с рН > 7 и подавляет с рН < 7. природа растворенного вещества – степень гидролиза зависит от хим. природы растворенной соли. Возможны 3 варианта. 1. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой. Соли гидролизуются полностью, т.е. необратимо. Реакция среды близка к нейтральной. К ним относятся цианиды, сульфиды, сульфиты, карбонаты аммония, алюминия, хрома, железа и т.д.

Cr₂S₃+HOH= 2Cr(OH)₃+3H₂S 2Cr³⁺+3S₂-+ 6HOH= 2Cr(OH)3+3H₂S

2. образованные слабым основанием и сильной кислотой. Гидролизуются не до конца. Реакция среды кислая. Катион связывает гидроксидионы, образуя слабый электролит. К ним относятся хлориды, нитраты, сульфаты аммония, алюминия, меди, цинка, хрома и др. Реакция идет ступенчато насчало с одной молекулой воды, затем со второй. 3. соли образованные сильным основанием и слабой кислотой. Гидролиз идет не до конца, реакция среды щелочная. Анион связывает протон, образуя слабый электролит. К ним относятся карбонаты, силикаты, сульфиты, сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов. Гидролиз осуществляется по анионам слабых кислот и протекает ступенчато, с образованием кислых солей.

1.21 Буферные растворы. Определение. Механизм действия. Формула для расчета рН-среды буферных растворов. Буферная емкость.

Буферные растворы – растворы которые практически не изменяют свое значение рН при разбавлении или добавлении к ним определенных количеств сильной кислоты или сильного основания. Вывод формул. 1. Кислотный буфер. В растворе содержится слабая кислота и ее соль. Кислота диссоциирует

НА =H⁺+A^-. Константа диссоциации соль диссоциирует полностью. Найдем концентрацию водородных ионов . Прологарифмируем

-lg[H⁺]= pH, обозначим –lgKa=pKa,

перепишем уравнение Са – концентрация кислоты,

Сs – концентрация соли. Если концентрации и объемы не равны то

2. основной буфер. Состоит из слабого основания и его соли. Кв – константа диссоциации рКв=-lgKв, Св – концентрация основания, Сs – концентрация соли. Если концентрации и объемы не равны то .

Буферная емкость. Выражается количеством вещества эквивалента сильной кислоты или основания, которое необходимо добавить к 1 литру буферного раствора, чтобы сместить значение его рН на единицу. , кол-во эквивалента прибавляемых кислоты или основания.

разность значений буф. раствора до и после прибавления кислоты или основания. Если прибавляем кислоту то рН₁ - рН₂, если основание то рН₂ - рН₁.

1.23 Современные представления о строении атомов. Энергетические уровни. Порядок заполнения энергетических уровней. Принцип Паули. Правило Хунда.

Атом хим. элемента состоит из 3 основных элементарных частиц: положительно заряженных протонов, не имеющих заряда нейронов и отрицательно заряженных электронов. В центре атома находится ядро состоящее из протонов и нейтронов, а вокруг него вращаются по орбиталям электроны. Число электронов = заряду ядра. Химический элемент – вид атома с определенным зарядом ядра. Изотопы – атомы одного и того же элемента, имеющих одинаковый заряд ядра, но разную массу. Изобары – атомы разных элементов имеющие разный заряд ядра, но одинаковую атомную массу. Современная модель основана на 2 фундаментальных принципах квантовой физики. 1. электрон имеет свойства и частицы и волны одновременно. 2. частицы не имеют строго определенных координат и скоростей движения. Энергетический уровень (квантовое число n) – расстояние от ядра. С увеличением n энергия электрона возрастает. Число энергетических уровней = номеру периода в котором находится элемент. Максимальное число электронов определяется N=2n². Энергетический подуровень обозначают буквами s (сферическая), p (гантелеобразная), d (4 лепестковая розетка), f (более сложная). Магнитное квантовое число взаимодействие электронного облака с внешними магнитными полями. Спиновое квантовое число собственное вращение электрона вокруг своей оси. Принцип Паули. В атоме не может быть 2 электронов, имеющих одинаковые значения всех 4 квантовых чисел. На одной орбитали может расположиться не более 2 электронов. Правило Хунда. При заполнении энергетического подуровня суммарный спин должен быть максимальным.

1.22 Окислительно-восстановительные реакции. Электронная теория окислительно-восстановительных реакций. Положение элементов окислителей и восстановителей в периодической системе. Важнейшие окислители и восстановители. Степень окисления.

Окислительно-восстановительные реакции – такие реакции которые протекают с изменением степеней окисления элементов, входящих в состав соединений. К ним относятся а) реакции замещения Zn+H₂SO₄=ZnSО₄+H₂, б) реакции разложения и соединения 2KclO₃=2KCl+3O₂, H₂+Cl₂=2HCl, в)сложные реакции взаимодействия 2 и более веществ 4FeS₂+11O₂=2Fe₂O₃+8O₂. выделяют три типа. 1. Реакции межмолекулярного окисления-восстановления. Окислитель и восстановитель находятся в составе различных веществ. 2. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления. Ион-окислитель и ион-восстановитель входят в состав одного вещества. 3. Реакции самоокисления-восстановления. Окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента – хлора в промежуточной степени окисления. Теория основана на следующих положениях а) реакции сопровождаются переходом электронов от элемента-восстановителя к элементу-окислителю; б)Окисление-восстановление – единый взаимосвязанный процесс; в) Окисление – процесс отдачи электронов, который сопровождается повышением степени окисления элемента-восстановителя;

г) Восстановление – процесс присоединения электронов, который сопровождается понижением степени окисления элемента-окислителя. Процессы окисления и восстановления выражают полуреакциями, в которых указывается изменение степени окисления восстановителя и окислителя. Правило количество электронов, отданных восстановителем в процессе окислительно-восстановительной реакции всегда = количеству электронов, принятых окислителем. Окислительно-восстановительные свойства зависят от положения элементов в периодической системе. Атомы металлов только отдают электроны т.е. являются восстановителями. Восстановительные свойства убывают в пределах периода слева на право. Возрастают в пределах подгрупп сверху вниз. Окислительные свойства возрастают в пределах главных подгрупп снизу вверх. Окислительные свойства элементов возрастают в пределах периода слева направо. Окислители. Неметаллы F₂ Cl₂ O₂ I₂ S, сложные вещ-ва с высшей степенью окисления, положительно заряженные ионы малоактивных металлов. Восстановители. Активные металлы (К, Na,Са), сложные вещества содержащие атомы неметаллов с отрицательной степенью окисления, сложные вещества содержащие элементы с переменной валентности, органические восстановители.