Отправляет email-рассылки с помощью сервиса Sendsay

Как сдать ЕГЭ по химии?

Подписаться Бесплатная «Серебряная» новостная рассылка . Подписчиков 68 RSS
←   Март 2011   →
 1
 2
 3
 4
 5
 6
 7
 8
 9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31


За последние 60 дней ни разу не выходила


Сайт рассылки: http://mihail-barmin2010.narod.ru/
Открыта: 20-05-2010
Адрес автора: job.education.khimia4ege-owner@subscribe.ru

Автор
mik2005

Статистика

68 подписчиков
0 за неделю
←   Все выпуски   →

Как сдать ЕГЭ по химии? Лекция10 (продолжение)


Здравствуйте дорогие подписчици!!!

Для Вас в этот Прекрасный день я делаю СПЕЦТАЛЬНО выпуск ЮБИЛЕЙНОЙ 10 лекции и выпускаю ПЕРВЫЙ АЛГОРИТМ  ТЕСТОВ 2011 года

А 1 Если в задании теста дается ион, то катион будет перемещаться ВЛЕВО на столько клеток таблицы сколько зарядов имеет ион и ВЛЕВО - если АНИОН!!!

Активностью молекул и ионов называется их концентрация, в
соответствии с которой они действуют в химических процессах,
т.е. a = f ∙ C, где a - активность молекулы или ионов, f - коэф-
фициент активности аналитическое значение концентрации
молекулы или ионов в растворе; всегда для сильных электро-
литов f < 1, определяется экспериментально с помощью раз-
личных методов.
Для слабых электролитов, для очень разбавленных растворов
сильных электролитов f = 1.
Таким образом, используя понятие активности молекул или
ионов становится возможных определение констант диссоци-
ации не только слабых, но и сильных электролитов, т.е. стано-
вится возможным количественная оценка силы электролита.
Прои зве дение растворимости
Рассмотрим в качестве примера насыщенный раствор суль-
фата кальция CaSO4
CaSO4 <=====> Ca2+ + SO4
2+
установлено равновесие между количеством молекул, диссо-
циирующих в растворе и количеством ионов, переходящих из
раствора в кристаллическую фазу
[Ca+2] [SO4
-2]
Кравн. =
[CaSO4]
[Ca2+] [SO4
2-] = Кравн ∙ [CaSO4] = const
Произведение концентрации ионов электролита при данной
температуре есть величина постоянная и называется произве-
дением растворимости (Пр).
ПрCaSO4 = [Ca+2] [SO4
-2]
Таким образом, чем выше Пр, тем больше растворимость
соответствующего электролита. При введении электролита с
одноименными ионами в соответствии с принципом Ле-Ша-
телье растворимость данной соли уменьшается. Знание значе-
ний Пр крайне необходимо для более полного размельчения
(осаждение, растворение) различных химических соединений.
Широко используются в аналитической химии и химической
технологии.
PbJ2 <=====> Pb2+ + 2J-
ПрPbJ2 = [Pb+2] ∙ [J-]2
104 105
Ионное прои зве дение во ды.
Водоро дный пока зател ь
Вода, как слабый электролит диссоциирует по следующему
уравнению:
H2O <=====> H+ + OH-
[H+] ∙ [OH-]
Kp = [H2O] → Kр[H2O] = [H+] ∙ [OH-] = KB
KB – ионное произведение воды (при постоянной темпера-
туре – постоянная), при t = 25C (н.у.) Кв = 10-14
С повышением температуры происходит увеличение КB.
Значение КB используется для определения концентрации ио-
нов H+ или OH- в растворе.
[H+] = KB [OH-]= KB [OH-] [H+]
Для нейтрального раствора концентрация [H+] = [OH-] =
= 10-7 г-ион/л. Для кислых растворов концентрация [H+] >
> 10- 7 г-ион/л (10-6, 10-5, 10-4, ...). Для щелочных растворов
концентрация [H+] < 10-7 г-ион/л (10-8, 10-9, 10-10, ...).
Пример. Концентрация [H+] = 10-4 г-ион/л, то [OH-] = (10-14) /
10- 4 = 10-10 г-ион/л.
Однако, для проведения расчетов на практике пользуются
более удобной шкалой, так называемым водородным показа-
телем (рН). рН представляет собой отрицательный логарифм
концентрации Н+
рН = -Lg [H+]: для нейтральной среды – рН = 7; для кислой
среды – рН < 7; щелочной среды – рН > 7
В расчетах используется следующее уравнение: рН+рОН =
=14. Для измерения кислотности или основности среды ис-
пользуют индикаторы, изменяющие свой цвет в зависимости
от значений кислотности.
Молекулярные и ионные уравнения реакции
В соответствии с теорией э.д. в растворах электролитов ре-
акции идут между ионами с высокими скоростями. В сторону
образования ↑, ↓ и малодиссоциирующих соединений. При
написании уравнений используется следующая форма: сна-
чала записывается в молекулярной форме с указанием лету-
чих и труднорастворимых соединений, затем записывается в
молекулярно-ионной форме (в молекулярной форме записы-
ваются соединения трудно растворимые, легко летучие, ма-
лодиссоциирующие), затем ионы не участвующие в реакции
сокращаются.
Водные растворы солей в зависимости от природы образую-
щих их кислот и оснований могут быть кислыми (NH4Cl) ще-
лочными (NaNO2) и нейтральными(NH4NO2,NaCl)
Кислотность или основность водных растворов солей объ-
ясняется протеканием в них реакции гидролиза. В широком
смысле ГИДРОЛИЗ – ЭТО ЛЮБОЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ ВЕ-
ЩЕСТВ С ВОДОЙ.
Более конкретно гидролиз можно определить как реакцию
соли с водой, приводящую к образованию кислоты и основа-
ния. Таким образом, гидролиз – это процесс, обратный ней-
трализации (реакции между кислотой и основанием с выделе-
нием воды) .
Константа гидролиза записывается выражением, обратным
выражению константы равновесия нейтрализации. Характер
протекания гидролиза, т.е. природа продуктов реакции и реак-
ции получающегося раствора, зависят от сочетания силы кис-
лоты и силы основания, образующих соль, поэтому возможны
три варианта гидролиза солей.
1. Соль образована слабой кислотой и сильным основанием
(NaCH3COO, Na2CO3, NaCN, Na2SO3). Рассмотрим гидролиз
солей образованных одно-, двух- и трехосновных кислотами и
однокислотным основанием.
Соль (ацетат натрия) в воде находится в состоянии полной
диссоциации
NaCH3COO Na+ + CH3COO- (1)
С водой возможна реакция лишь того иона, который с од-
ним из ионов воды, Н+ или ОН- , дает слабый электролит, т.е.
СНзСОО- + H+OH- <======> CH3COOН + OH-, (2)
где CH3COOH – слабый электролит (Кдисс = 1,86-10-5). Это
сокращенная ионная запись процесса гидролиза. Полная (мо-
лекулярная) запись процесса:
NaCH3COO + HOH CH3COOH + NaOH (3)
Ионы Na+ в процессе не участвуют, т.к. образовавшийся бы
NaOH – сильный электролит в воде диссоциирован полно-
стью. Образующиеся (2) гидроксид ионы обусловливают ще-
лочную среду раствора (рН > 7).
106 107
Концентрация воды в достаточно разбавленном растворе
практически не изменяется, поэтому константа гидролиза (Кг)
по уравнению (2) записывается:
[CH3COOH] ∙ [OH-]
КГ = ;
[CH3COO-]
Умножив числитель и знаменатель на [Н+] получим:
[CH3COOH] ∙ [OH-][Н+] KB 1 ∙ 10-14
КГ = = = = 5,38 ∙ 10-10
[CH3COO-] [Н+] KКИСЛ 1,86 ∙ 10-5
Отсюда вывод: ЧЕМ МЕНЬШЕ КОНСТАНТА ДИССОЦИ-
АЦИ И (Ккисл), ТЕМ БОЛЬШЕ КГ , СИЛЬНЕЕ ПОЛОЖЕНИЯ
РАВНОВЕСИЯ (2) СДВИНУТО ВПРАВО И ПОТОМУ ИОНОВ
ОН– , А ЗНАЧИТ ВЫШЕ ЩЕЛОЧНОСТЬ РАСТВОРА И БОЛЬ-
ШЕ ЗНАЧЕНИЕ рН.
Приведем пример гидролиза соли, полученной с двухоснов-
ной слабой кислотой К2СО3:
K2CO3 + HOH KHCO3 + KOH (4)
Это полное уравнение гидролиза по 1-й ступени.
KHCO3 + HOH < ==== > H2CO3 + KOH (5)
(5) - полное уравнение гидролиза по П-й ступени.
Следует подчеркнуть, что равновесие в реакции 4 сильно
сдвинуто вправо поэтому гидролиз преимущественно проте-
кает по первой ступени.
Приведем также пример гидролиза соли образованной силь-
ным основанием и трехосновной слабой кислотой (1 - ступень)
Na3PO4 + HOH < === > NaOH + Na2HPO4 ( 6)
2. Рассмотрим второй случай гидролиза, когда соль обра-
зована сильной кислотой и слабым основанием (NH4Cl). Хло-
рид аммония находится в водном растворе в состоянии полной
диссоциации:
NH4Cl NH4
+ + Cl~ (7)
Гидролиз иона Cl~ невозможен, так как он привел бы к обра-
зованию сильной кислоты НС1. При гидролизе иона NH4
+ по-
лучается слабый электролит – гидроксид аммония (NH4OH):
NH4
+ + HOH <====> NH4OH + H+ (8)
Ионы водорода обусловливают кислую реакцию раствора.
KГ из уравнения (8):
[NH4OH] ∙ [H+]
КГ = (9)
NH4
+]
Умножив числитель и знаменатель на [OH-], получим
[NH4OH] ∙ [H+] [OH-] K К B Г = = ,
[NH4
+] [OH-] KОСН (10)
где КОСН – константа диссоциации слабого основания.
Из (10) следует, что чем меньше КОСН, тем выше КГ, тем боль-
ше уравнение 8 сдвинуто вправо, а значит больше концентрация
Н+ и меньше значение рН.
Приведем пример гидролиза, когда основание двухкислотное
ZnCl2 + HOH <====> ZnOHCl + HCl (11)
и вторая ступень
ZnOHCl + HOH <===> Zn(OH)2 + HСl (12)
3. Далее рассмотрим 3-й случай гидролиза, когда соль обра-
зована слабым основанием и слабой кислотой. Нитрит аммо-
ния диссоциирует по уравнению (13 ):
NH4NO2 NH4
+ + NO2
– (13)
Оба иона образуют с водой слабые электролиты NH4OH и
HNO2:
NH4NO2 + HOH <===> NH4OH + HNO2 (14)
Константы диссоциации NH4OH и HNO2 близки, концен-
трации ионов ОН- и Н+ также почти равны, поэтому раствор
почти нейтральный рН ≡ 7
В общем случае в этом варианте гидролиза может получить-
ся нейтральный, кислый или щелочной раствор в зависимости
от того , гидролиз какого солеобразующего иона преобладает.
КГ из (14):
[NH4OH] ∙ [HNO2]
КГ = (14)
[NH4
+] ∙ [NO2]
Умножив числитель и знаменатель на [H+] ∙ [OH-], получим
[NH4OH] ∙ [HNO2] ∙ [H] ∙ [OH] KB
Kr = = (15)
[NH4] ∙ [NO2] ∙ [H] ∙ [OH] KкислКосн
Из (15) следует, что если кислота сильнее основания (Ккисл
> Косн) среда будет слабокислой, если основание сильнее сла-
бощелочной. Соли, образованные сильной кислотой и силь-
ным основанием не подвергаются гидролизу (NaCl, K2SO4), т.к.
диссоциированы полностью и не могут образовать слабого
электролита. рН немного отличается от 7 из-за влияния ион-
ной силы раствора на диссоциацию воды. Гидролиз, сопро-
вождающийся уходом продуктов реакции из зоны реакции
или образованием осадка, условно называют необратимым:

AL2(CO3)3 + 6HOH → 2AL(OH)3↓ + 3H2CO3
3H2O 3CO2↑
2AL3+ + 3CO2
3- + 3H2O 2AL(OH)3↓ + 3CO2 ↑
Девиз: «КТО-ТО ТЕРЯЕТ (ВОССТАНОВИТЕЛЬ),
А КТО-ТО НАХОДИТ (ОКИСЛИТЕЛЬ)»
ЛЕКЦИЯ 11
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
РЕАКЦИИ
В избранное