Основи хімії (стр. 12 из 21)
] ; К , тоді
[NH 4 ][OH ] г*іон/ лКдис. [NH 4OH] моль/ л
Константа дисоціації дорівнює відношенню добутку концентрацій іонів на які розпався електроліт до непродисоційованих молекул.
[NH4 ][OH ]
Кдис
[NH4OH]
Наприклад, маємо розчин слабкої кислоти НА, тоді рівноважні концентрації рівні:
Катіонів водню α
Аніонів кислоти А α
Таким чином, константа дисоціації показує силу електроліту, а ступінь дисоціації являється характеристикою стану рівноваги в системі.
Закон розведення Освальда.
Закон Освальда К
*c дає право вичислити ступінь дисоціації α, коли відомаконстанта (у таблиці довідника).
Дисоціація води
Вода є самим слабим електролітом. Із 555 000 молекул одна дисоціює на іони.
Н О↔Н + ОН
Враховуючи, що ступінь дисоціації дуже мала, рівноважну концентрацію недисоційованих молекул можна дорівняти до загальної кількості води (1л).
| Н | ОН |
55,56моль/ л 
1,8*1016 55,56Звідси
г іон/лДля води добуток концентрації водневих іонів на гідроксильні є постійною величиною, яка називається іонним добутком води.
КН2О
Коли концентрація водневих іонів рівняється концентрації гідроксильних іонів розчин буде нейтральний:
нейтральні
кислі основні
Для кількісної характеристики середовища більш зручно користуватися водневим показником (рН), який рівняється негативному логарифму концентрації водневих іонів.
– , тоді нейтральне середовище = 7, кисле , основне > 7.
сильно слабо нейтральна слабо сильно кисла кисла основна основна
Характеристика середовища по і рН дає зробити слідуючи висновки:
1. Чим вище концентрація водневих іонів, тим менша рН і більша рОН.
2. Чим вища концентрація гідроксильних іонів, тим більша величина рН і менша рОН.
3. При підвищенні концентрації водневих іонів у 10 разів рН зменшується на одиницю і навпаки.
Для точного вимірювання рН користуються приборами – рН метрами або іономерами. Для приблизного – індикаторами (фенолфталеїн, лакмус, універсальна папір і т.д.).
Іонні реакції обміну
Згідно теорії електролітичної дисоціації хімічні реакції проходять між іонами і вони доходять до кінця в трьох випадках: коли утворюється малодісоційована речовина, газоподібна або осад.
Зворотні реакції
↔
В іонному вигляді
↔
У цьому разі у розчині знаходяться 4 іона: . Якщо випарити цей розчин, то отримаємо суміш 4 х солей, тобто між цими солями реакція не відбувається.
Виявляється, що реакція між іонами проходить до кінця, коли утворюються малодисоційовані, газоподібні речовини або осад.
→
→
→
Реакція відбудеться, бо утворюється малодісоційована речовина вода.
→
→ ↑
→ ↑
Реакція відбудеться, бо утворюється газообразна речовина.
→
→ ↓
→ ↓
Реакція відбувається, бо утворюються осад.
Добуток розчинності
Проходить реакція, при якій утворюється осад.
→ ↓
Осад находиться у рівновазі з насиченим розчином
↔ –
Ва 2 SO42
Кдис BaSO4 ; концентрація ↓ величина постійна, тоді: 
Кдис Ва 2 SO42Добуток розчинності – це добуток концентрацій іонів малорозчинного електроліту, який знаходиться у насиченому розчині. Добуток розчинності постійна величина. (Приводиться в таблицях).
Гідроліз солей
Гідролізом називається хімічна взаємодія іонів розчиненої солі з іонами Н+ і ОН- води, в результаті якої утворюються газоподібні, малодисоційовані або важко розчинні речовини і змінюється рН середовища.
Розглянемо декілька випадків гідролізу.
1. Гідроліз солі, що утворена сильною основою і слабою кислотою.
→
→
→ ↑
→ ↑
У цьому разі йде накопичення ОН . Середовище лужне. рН
2. Гідроліз солі, що утворені сильною кислотою і слабою основою.
→
→
→
Йде збільшення [ +]. Середовище кисле. рН
3. Гідроліз солі, що утворена слабою кислотою і слабою основою.
→
↑
→ ↑
У цьому випадку утворюються малодисоційовані і Гідроліз проходить рН ≈
4. Гідроліз солі, що утворена сильною кислотою і сильною лугом.
+ НСІ →
→
→
Гідроліз солі не йде, бо не змінюється рН середовища.
Примітка: багатоосновні кислоти і багатокислотні основи гідролізуються ступінчато. Дивіться лецію «Електлітична дисоціація».
Ступінь гідролізу солі.
Ступінь гідролізу – це відношення числа гідролізованних молей солі до загальної
кількості молей солі в розчині..
Ступінь гідролізу визначається відношенням:
числа молей солі, які піддалися гідролізу
β загальне число молей солі в розчині
Ступінь гідролізу залежить від природи розчиненої солі. Чим слабкіші основа і кислота, які утворили сіль, тим вищий ступінь гідролізу.
При підвищені температури ступінь гідролізу зростає.
Від розбавлення водою, ступінь гідролізу збільшується до нескінченності.
При підвищенні концентрації одного із продуктів гідролізу, ступінь гідролізу зменшується.
План
Класифікація хімічних реакцій.
Значення окисно – відновних реакцій.
Поняття про ступінь окислення.
Окислювальне число.
Валентність елемента.
Положення окислювачів і відновників в періодичній системі Д.І. Мендєлєєва.
Головні окислювачі і відновлювані.
Методи складання окисно – відновних рівнянь.
Метод електронного балансу.
Іонно електронний метод.
Окисно відновні реакції особистого типу.
Існують багато різних видів хімічних реакцій: Сполучення. Наприклад,
2Н + О → 2Н О
→
Розкладання. Наприклад,
СаСО →
→ О
Заміщення. Наприклад,
→ →
Обміну. Наприклад,
→
→
Заслуговують особливої уваги окисно – відновні реакції. На відміну від реакцій обміну вони супроводжуються переходом електронів від одного атома до другого. В звязку з цим :
окисно – відновними реакціями називається такі реакції, які відбуваються за рахунок переходу електронів від одних атомів або іонів до других. (Тобто, йде віддача та приєднання електронів).
Окисно – відновні реакції належать до найбільш розповсюджених і мають велике значення. Наприклад, без них не було б реакцій горіння, добування металів із руд, наш організм не поповнювався киснем, рослини не синтезували б білки, жири, вуглеводи і другі органічні сполуки і т. д.
Історично першим появилось поняття „відновлення”, під яким розуміли – відомості одержання металів із окалини.
З відкриттям кисню (ХУ111 в) ввели поняття „окислення”, кисневу теорію Лавуазьє, за якою „відновлення” стали називати отримання металів і неметалів із оксидів.
→
→
Окисленням стали називати приєднання кисню до елементу, або сполуки з утворенням оксиду.
→
→
Але більшість окисно – відновних реакцій проходили без участі кисню, наприклад
→
→
Через це з розвитком учення про будову атома, киснева теорія була замінена на більш досконалу – електронну теорію. З цією теорією вперше виступили російські учені Пісаржевський, Шилов, Кістяківський.
Згідно електронної теорії при окисно – відновних процесах йде перехід електронів від одного атома або іона до другого, наприклад
→ →
→
В цьому випадку відбувся перехід електронів від срібла до хлору.
Речовини, які віддають електрони називаються відновниками, а процес віддачі електронів називається – окисленням.
Речовини, які приймають електрони називаються окислювачами, а сам процес - відновленням.
Отже, в процесі реакції окислювачі відновлюються, а відновники окислюються.