Шпаргалка по билетам (1106646), страница 6

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла (страница 6)

Первая стадия образования р-ра для электролита - разрушение структуры исходного в-ва (молекулы, крист решетки) с образ ионов. Этот процесс требует больших затрат энергии. Источником этой энергии явл их последующая сольватация - образование соединений катиона и аниона с молекулами р-рителя. Молекулы воды очень прочно соед с бол-вом ионов. Поэтому энтальпии гидратации ионов- отрицательны. Их величина зависит от заряда ионов и их размера.

Чем ниже полярность р-рителя, тем тем меньше его сольватационная способность.

Например: НCl диссоциирует в воде, потому что образ сольватов с ней компенсирует затраты на разруш молекулы на ионы и не дисс в бензоле, т.к. его молекулы не образ достаточно прочные сольваты. Благодаря исключителльно высокой энтальпии сольватации HCl образование ионов при р-рении хлороводорода в воде - сильно экзотермич процесс.

Молекулы воды, окружающие в р-ре катионы и анионы образ прочные гидратные оболочки. Несколько молекул воды связ непосредственно с ионом, а остальные присоед к ним за счет водородных связей. Гидратн оболочки нек ионов такие прочн, что при кристаллизации дают кристаллогидраты.

При образ гидратных оболочек ионов взодящие в их сост молекулы воды частично теряют подвижность, энтропия уменьшается. Энтроп нек ионов мб отриц, что говорит об упорчдочении молекул воды в р-ре.

Сильные электролиты - полностью распадаются на ионы в р-ре, их дисс необратима.

Слабые электролиты - в их р-рах присутств как ионы, так и молекулы р-ренного в-ва, и между ними устанавливается хим равн. Равн в р-рах слаб электролитов характеризуются константами равн. .

Билет 23

Равновесие диссоц в р-рах слабых электролитов. Степень дисс и константа дисс слабого электролита. Влияние конц и темп на степень дисс слабого электролита.

Слабые электролиты - в их р-рах присутств как ионы, так и молекулы р-ренного в-ва, и между ними устанавливается хим равн. Равн в р-рах слаб электролитов характеризуются константами равн. Константу равновесия, устанавливоющегося при дисс слабого электролита называют константой диссоциации. Они определены экспериментально.

СН3СООН↔ СН3СОО- + Н+

Степень диссоциации - отношение кол-ва в-ва распавшегося на ионы к общему числу растворенного в-ва.

С - исходная конц к-ты.

С=[H+]+[CH3COOH]=[CH3COO-]+[CH3COOH]

[Н+] = [СН3СОО-] = аС

[СН3СООН] = С -аС = (1-а)С

Зная конст дисс и исход конц можно рассчитать степень дисс

Сa^2+Ka-K=0

При малых значениях ст дисс. (a<<1)

K≈

Закон разбавлений Оствальда- степень дисс слабого электролита уменьшается с увеличением его конц.

К аждая ступень дисс многоосновной к-ты характеризуется собственной ступенчатой константой диссоциации, при этом вторая константа значительно меньше первой. Сумарный процесс описывется полной константой дисс, которая равна произведению ступенчатых констант.

Равновесие дисс подчин Шателье. Изменение конц смещает равн, но не меняет константу. Влияние темп определяется энтальпией. Энтальпии дисс слабых электролтов обучно небольшие - конст дисс и ст дисс зависят слабо. Искл: вода. Давл влияет только при больш знач.

Б илет 24

Сильные электролиты (примеры). Ионная сила. Активность ионов в р-рах сильных электролитов. Коэфф активности.

Конц ионов в р-рах сильн электролитов в результате их полной дисс гораздо болльше чем в р-рах слабых электролитов. содержащих то же количество вещ-ва. При высокой конц ионов электростатические взаимодействия между ними заметно сказываются на свойствах р-ров, поэтому приравнивать их активности к конц не всегда можно.

Активность иона а в р-ре равна произведению его конц С на коэфф активности f

a=fC

f определяют экспериментально или рассчитывают. При расчете учитывают ионную силу р-ра, которая равна полусумме произведений концентрация всех присутствующих в р-ре ионов на квадраты их зарядов.

При малых значениях ионной силы (<0,01) коэф акт расч по ур-нию Дебая-Хюккеля

В границах применения этого ур-ния коэфф актив немного меньше единицы - активность ионов в р-рах с низкой ионной силой почти равна их концентрации. По мере увеличения ионной силы р-ра, отличие коэфф акт от ед становится заметнее. И смотреть экспериментально.

Билет 25

Теория к-т и осн Бренстеда Лоури. Протолитические равновесия (на примере дисс и нейт к-т и осн). Теория к-т и осн Льюиса.

Кислота - всякая частица (молекула или ион), способная отдавать протон.

Основание - всякая частица, способная принимать протон.

Амфолит - способен как отдавать, так и принимать.

В отл от Аррениуса к-та сохраняет свои св-ва и в отсутствии р-ритеся, т.е. хлоровдород к-та, потому что может отдавать протон, а не потому, что диссоц с его образованием. А в осн не обязательно должна входить гидроксидная группа. К-тами и ионами мб ионы.

Каждой кислоте соответствует сопряженное с ней основание, которое образуется при потере к-той пртона. А основанию - к-та, кот образ при присоединении основанием протоа.

Например с основанием NH3 сопряжена к-та NH4+ NH3+H+ = NH4+

К-та сильная, если легко отдат протон, основание - если прочно его удерж. Если к-та сильная, то сопряженное с ней осн слабое. HCl - сильнее HCN, значит осн Cl- cлабее СN-

В кислотно-основных взаимодействиях участв две пары сопряженных к-т и основание: кислота отдает протон превращаясь в сопряженное с ней осн, а основание присоединив протон становится к-той.

к-та1+осн2 = осн1+к-та2

Протолитические р-ции - р-ции переноса протона от к-ты к основанию. Протолиз - перенос протона.

Р-ция нейтрализации заключ в переносе протона от иона гидрокслония к гидроксид иону. В р-циях дисс вода - основание, кот принимает протон к-ты. а в случае с дисс осн вода - к-та. Сила электролита зависит от природы р-рителя. НCl - сильная к-та в воде, потому что вода - более сильное основание, чем Cl- и способна необратимо отнять у него протон. Поэтому в жидком аммиаке уксусная к-та ведет себя как сильная.

Льюис.

К-та - молекула или ион, при образовании ков связи принимающая пару электронов, т.е. акцептор электронной пары.

Основания - частицы, кот при образовании ков связи отдают пару электронов, доноры электронной пары.

Пример: H+ + OH- = H20. У иона водорода есть свободная электронная орбиталь, а у гидроксильной группы - пара электронов.

Кислотные св-ва амфотерных гидроксидов (р-рение в щел) объясняются по механизму кислотности Льюиса. Недостаток: нельзя количественно оценить силу к-т и осн.

Билет 26

Ионное произведение воды. Влияние температуры на ионное произведение. Водородный показатель рН

Вода как слабый электролит частично диссоц H20+H20↔H3O+ +OH-. При стандартных усл равн смещено влево и акт можно заменить равновесными конц.

К= - ионное произведение воды

Зависит от температуры но не зависит от концентраций ионов. Зав-ть от темп определятся энтальпией, которая обратна по отношению к р-ции нейтрализации. Дисс воды - сильно эндотермич процесс, и повышение темп смещает равн вправо, увеличивает константу.

Конц ионов Н+ может изменяться в большом диапозоне, поэтому её заменяют логарифмом.

Водородный показатель рН - отрицательный десятичный логарифм активности ионов водорода в р-ре.

При расчете не конц р-ров вместо актисности используют равновесную концентрацию. Активность ОН- тоже заменяют логарифмом. Значения рН мен от -1 до 15.

Логарифмируем выражение для конст воды:

lgK = lg[H+][OH-]=lg[H+]+lg[OH-]

-lgK=-lg[H+]-lg[OH-]

-lgK=pKв

pKв=pH+pOH

при температуре 25

pH+pOH= -lg10 =14

В воде и нейтр р-рах рН=рОН

Билет 27

Гидролиз как пример протолитическ равновесия. Гидролиз катиона и аниона (примеры). Полный гидролиз(примеры)

Гидролиз - взаимодействие ионов соли с водой, в результ кот рН среды солей отличается от 7

Гидролиз обратен нейтрализации

Гидролиз анионов

По Бренстеду Лоури гидролиз объясняют тем, что анионы слабых к-т, как сильные основания конкурируют с водой за протон и отщепляют его от молекулы. pH при этом больше 7 - среда щелочная. А анионы сильных к-т - слабые основания, поэтому конкуренции не происходит и конц ионов гидроксония и гидроксид-ионов определяются только диссоциацией воды.

СH3COONa

CH3COO- +H2O ↔CH3COOH +OH-

Гидролиз катиона

Катионы в р-ре гидратированы, наход в окружении молекул воды. Между положительно заряженным катионом и протонами молекул гидратной оболочки возникают силы отталкивания, в результ чего Н+ отрывается и переносится к молекулам воды-р-рителя. Гидратированный катион при этом проявляет св-ва к-ты - донирует протон от гидратной оболочки

Al(H2O) Чем меньше катион и больше его положительный заряд тем легче отщепляется протон и в большей степеи идет гидролиз. Катионы сильных осн имеют маленький заряд и большой радиус, поэтому в протолитических р-циях не участвуют.

Полный гидролиз

Идет в случае солей слабых, летучих или нерастворимых к-т и осн.

FeCl3+Na2CO3=

2Fe2+ +3CO3 2- + 3H2O = 2Fe(OH)3+ 3CO2

Билет 29

Буферные системы.Расчет рН буф сист на ацетатном буфере. Ме[анизм действия ацетатного буфера.

Буферные р-ры - Р-ры рН которых незначитально изменяется при разбавлении или при добавлении к ним сильной к-ты или щелочи. Могут быть образованы:

-слабой к-той и её солью

-слабым осн и его солью

-двумя солями многоосновной к-ты, ан кот содерж разн число атомов Н - KH2PO4+K2HPO4

NaCH3COO = Na+ +CH3COO-

CH3COOH↔CH3COO- +H+

[CH3COOH]=Cк-[H+]

[CH3COO-]=Cc+[H+]

Уксус к-та дисс слабо, поэтому [H+] можно пренебречь

аналогично для слаб осн и его соли

pH = pKдк - при равн конц к-ты и слои.

Характеристики

Список файлов ответов (шпаргалок)