Программа для поступающих в вузы (ответы) (стр. 7 из 24)
Анионы А – связаны с молекулами Н2О либо кулоновскими силами, либо водородной связью, при образовании которой они – доноры электронных пар. Схематически гидратную оболочку ионов можно изобразить следующим образом:
Обычно пользуются упрощенными уравнениями электролитической диссоциации, в которых гидратная оболочка ионов не указывается.
По степени диссоциацииα в растворах электролиты подразделяют на сильные и слабые:
Степень диссоциации выражают в долях единицы или процентах. Электролиты, у которых α<1, относятся к слабым, у сильных электролитов α = 1.
К сильным электролитам в водных растворах принадлежат почти все соли, многие неорганические кислоты, гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов.
Сильные электролиты в водных растворах распадаются на ионы полностью. Их истинная степень диссоциации не зависит от концентрации раствора.
Диссоциация слабых электролитов - обратимый процесс. Для диссоциации слабого бинарного электролита КА
на основании ЗДМ справедливо соотношение:
Константу равновесие К в данном случае называют константой ионизации.
Согласно закону разбавления Оствальда, константа диссоциации бинарного электролита связана со степенью диссоциации соотношением:
Это уравнение выражает зависимость степени диссоциации от концентрации раствора. Если α<<1, то
Иными словами, закон Оствальда гласит: с уменьшением концентрации раствора степень диссоциации слабого электролита увеличивается. В соответствии с принципом Ле-Шателье введение в раствор слабого электролита одноименных ионов уменьшает степень его диссоциации. При уменьшении концентрации одного из ионов диссоциация слабого электролита усиливается.
Вода является очень слабым амфотерным электролитом: К = 1,8·10-16 . В воде и разбавленных водных растворах электролитов значения концентрации и активности практически совпадают, а с(Н2О) практически постоянна. Поэтому можно считать постоянным ионное произведение воды (произведение концентраций водородных ионов и гидроксид-ионов при данной температуре для воды и разбавленных водных растворов) KW(KH2O): KW = K∙c(H2O) = c(H+)∙c(OH-). При 25°С Kw = 10ˉ14 моль² /л². При увеличении температуры Kw значительно возрастает. В любом растворе одновременно присутствуют Н+ и ОН– ионы. Кислотность и щелочность среды обычно характеризуют концентрацией водородных ионов или водородным показателем рН. Он равен десятичному логарифму концентрации водородных ионов, взятому с обратным знаком: pH = - lgc(H ). Значение рН может быть больше 14 и быть отрицательным. Приближенно реакцию среды определяют с помощью специальных реактивов – индикаторов.
Оксиды. Классификация оксидов. Способы получения и свойства оксидов. Понятие об амфотерности.
Оксидами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы кислорода и какого-нибудь другого элемента.
Оксиды могут быть получены как при непосредственном взаимодействии кислорода с другим элементом, так и косвенным путем (например, при разложении солей, кислот, оснований). В обычных условиях оксиды бывают в твердом, жидком и газообразном состоянии.
В зависимости от того, будет этим другим элементом металл или неметалл, оксиды делятся на основные и кислотные.
Основными оксидами называются такие оксиды металлов, которым соответствуют гидраты, относящиеся к классу оснований.
Если в качестве второго элемента будет неметалл или металл, проявляющий высшую валентность, то такие оксиды будут кислотными. Кислотными оксидами (ангидридами кислот) называются такие оксиды, которым соответствуют гидраты, относящиеся к классу кислот.
Особую группу составляют амфотерные окисиды. Амфотерными оксидами называются оксиды, которые взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями, образуя соли.
H2O + ZnCl2 ← 2HCl + ZnO + 2NaOH + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2
По химическим свойствам оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие.
Солеобразующие оксиды – оксиды, которые в результате реакций образуют соли.
CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O;
CuO + SO3 → CuSO4
Несолеобразующие оксиды солей не образуют!
Элементы, обладающие постоянной СО, образуют оксиды одной из перечисленных групп. Элементы, проявляющие переменную СО могут образовывать различные оксиды. Как правило, в низшей степени окисления элемент образует основный оксид, в переходной СО – амфотерный, в высшей – кислотный.
Основные1. Na2O + H2O → 2NaOH2. Na2O + SO3 → Na2SO43. CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O | Кислотные1. SO3 + H2O → H2SO42. CO2 + CaO → CaCO33. CO2 + Ba(OH)2 → BaCO2 + H2O |
Основания. Щелочи и нерастворимые основания. Способы получения и химические свойства.
Основаниями называются сложные вещества, молекулы которых состоят из атома металла и одной или нескольких гидроксильных групп.
Число гидроксильных групп в молекуле основания зависит от степени скисления металла и равно ее абсолютной величине.
Все основания – твердые вещества, имеющие различную окраску. Основания щелочных и щелочноземельных металлов хорошо растворимы в воде и называются щелочами. Остальные основания плохо растворяются в воде.
Химические свойства оснований обусловливаются отношением их к кислотам, ангидридам кислот и солям.
1. CO2 + Ba(OH)2 → BaCO3 + H2O
2. 2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O
Реакция взаимодействия основания с кислотой называется реакцией нейтрализации, т.к. после ее окончания среда должна стать нейтральной.
3. 2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4.
Кислоты. Классификация кислот. Способы получения и общие химические свойства.
Кислотами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы водорода, способные замещаться или обмениваться на металл.
По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные, двухосновные и трехосновные.
По составу кислоты делятся на бескислородные и кислородсодержащие.
Получение кислот:
1. Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном взаимодействии неметалла с водородом:
H2 + S → H2S
2. Кислородсодержащие кислоты нередко могут быть получены при растворении кислотных оксидов в воде:
SO3 + H2O → H2SO4
3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакции обмена между солями и другими кислотами:
BaBr2 + H2SO4 → BaSO4 + 2HBr
CuSO4 + H2S → H2SO4 + CuS
4. В некоторых случаях для получения кислот могут быть использованы ОВ процессы:
3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO
Химические свойства кислот обусловлены отношением их к основаниям, металлам, солям и основным оксидам.
1. CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O
2. 2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O
3. Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
4. CuCl2 + H2SO4 → CuSO4 + 2HCl
Соли. Состав солей и их названия. Получение и химические свойства солей. Гидролиз солей.
Солями называются сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов металлов и кислотных остатков.
Соль представляет собой продукт полного или частичного замещения атомов водорода кислоты металлом. Отсюда различают следующие группы солей:
1. Средние соли – все атомы водорода в кислоте замещены на металл.
2. Кислые соли – не все атомы водорода в кислоте замещены на металл. Разумеется, кислые соли могут образовывать только двухосновные или трехосновные кислоты.
3. Двойные соли – атомы водорода кислоты замещены не одним, а несколькими металлами.
4. Основные соли – продукт неполного или частичного замещения гидроксильных групп оснований кислотными остатками.
5. Смешанные соли – в них содержится один катион и два разных аниона.
Соли тесно связаны со всеми остальными классами неорганических соединений и могут быть получены практически из любого класса. Соли бескислородных кислот, кроме того, могут быть получены при непосредственном взаимодействии металла с неметаллом.
Химические свойства:
1. 2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl
2. Ba(OH)2 + CuSO4 → BaSO4 + Cu(OH)2
3. NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3
4. Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
Обменная реакция между водой и соединением называется его гидролизом. Гидролиз солей представляет собой реакцию, обратную реакции нейтрализации слабых кислот (оснований) сильными основаниями (кислотами) или слабых кислот слабыми основаниями. Гидролизу по аниону подвергаются соли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты. Создается щелочная среда.