Согласно теории кислот и оснований Бренстеда – Лоури: кислотами называют молекулы или ионы, способные отдавать протон, т.е. быть донорами ионов водорода (протонов); основаниями называют молекулы или ионы, способные присоединять протоны, т.е. быть акцепторами ионов водорода (протонов).
Молекулу и ион (или два иона), отличающиеся по составу на один протон, называют сопряженной кислотно-основной парой. В водных растворах кислот и оснований всегда имеются, как минимум, две сопряженные пары, одну из которых образует растворитель.
Равновесия, устанавливающиеся в растворах между кислотами и сопряжёнными основаниями, называют протолитическими. К протолитическим реакциям относят процессы ионизации кислот и оснований, например:
NH3 + H2O<->NH4+ + OH-
О-е к-та к-та о-е
H2O + HCl<->H3O+ + Cl-
Гидролиз солей – взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого образуются слабые электролиты.
Механизм гидролиза солей определяется взаимодействием ионов с их гидратной оболочкой. В молекуле воды (их гидратной оболочке) ослабляется связь между О и Н за счёт появления связи Э-О (при гидратации катионов) или О-Н (при гидратации анионов). Ослабленная связь легко разрывается и в раствор уходят либо гидроксид-ионы, либо протоны. В большинстве случаев гидролиз сопровождается изменением рН.
Виды гидролиза:
1.Соль образована слабой кислотой и слабым основанием (гидролиз протекает совместно) рН=7
К+А-<->К+ + А-
К+А- + HOH<->К+OH + HА-
2.Соль образована сильным основанием и сильной кислотой (гидролиз не протекает) рН=7
3.Соль образована слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз протекает по катиону)
рН < 7 кислая среда
К+А- + HOH<-> КОН + Н+ + А-
4.Соль образована сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз протекает по аниону) рН > 7
К+А- + HOH<->HА-+ К+ + ОН-
Степень гидролиза (h) – отношение числа молекул соли подвергшихся гидролизу е числу молекул растворённых.
h = hгид./ hраст.
Процесс гидролиза – обратимый процесс; протекает до тех пор, пока не образуется молекула. Гидролиз всегда протекает по слабому!
Произведение растворимости (ПР, Ksp) — произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная.
При постоянной температуре в насыщенных водных растворах малорастворимых электролитов устанавливается равновесие между твердым веществом и ионами, образующими это вещество. Например, в случае для CaCO3 это равновесие можно записать в виде:
Константа этого равновесия рассчитывается по уравнению:
В приближении идеального раствора с учетом того, что активность чистого компонента равна единице, уравнение упрощается до выражения:
Константа равновесия такого процесса называется произведением растворимости.
В общем виде, произведение растворимости для вещества с формулой AmBn, которое диссоциирует на m ионов An+ и n ионов Bm-, рассчитывается по уравнению:
где [An+] и [Bm-] — равновесные молярные концентрации ионов, образующихся при электролитической диссоциации.
Из произведений растворимости можно рассчитать концентрации катионов и анионов в растворе малорастворимого электролита. Значения произведений растворимости приведены в справочниках.
Окислительно-восстановительные процессы.
Окислительно-восстановительные реакции, их виды. Методы составления уравнений окислительно-восстановительных реакций. Электродный потенциал, количественная оценка окислительной и восстановительной способности веществ. Гальванический элемент. Электролиз.
Эти реакции широко распространены в природе. Реакции горения, коррозия металлов, дыхание. В основе ОВР лежат реакции с переносом заряда. Переносчики зарядов – электроны.
ОВР – это реакции, в которых электроны переходят от одних частиц или атомов к другим частицам или атомам.
Классификация ОВР:
1.Межмолекулярные – окислитель и восстановитель находятся в разных веществах.
2.Внутримолекулярные – в одном и том же веществе атомы одного элемента являются окислителями, а атомы другого – восстановителями.NH4NO2 ->N2 + 2H2O
3.Электролиз – окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита.
4.Самокисления-самовосстановления (диспропорционирования) – в одном и том же веществе часть атомов одного и того же элемента выступает в роли окислителя, а другая часть – в роли восстановителя. 2NO2 + H2O ->HNO3 + HNO2
Степень окисления элемента – число, показывающие величину и знак заряда, который образовался бы на атоме данного элемента при допущении, что все ковалентные полярные связи в молекуле являются чисто ионными.
!Сумма всех степеней окисления в молекуле равна 0!
1.Степень окисления Н всегда +1 (Искл.Гидриды Ме - Na+1H-1)
2. Степень окисления О всегда -2 (Искл. H2O2, Na2O2)
3.Степень окисления Ме в соединениях всегда с +; численно равна валентности.
4.Степень окисления простых веществ равна нулю.