Аналитическая химия
Методическое пособие - Химия
Другие методички по предмету Химия
u>- +3Na+ +3OH=Fe(OH)3v +3Na+ +3Cl-. 4. Запишем уравнение в окончательном виде: Fe3+ +3OH- =Fe(OH)3v. Написать уравнения реакций между растворами хлорида калия и нитрата натрия. Уравнение записывается только в виде первых двух этапов, т. к. все соединения хорошо растворимы в воде и из сферы реакции не уходят, данная реакция обратима.
С точки зрения теории электролитической диссоциации реакция не происходит и уравнения следующих этапов написать нельзя. Ионными уравнениями могут быть изображены любые реакции, протекающие в растворах между электролитами. Если в ходе таких реакций не происходит изменений зарядов ионов (не изменяется степень окисления), то они наз-ся ионообменными и сопровождаются (в случае их необратимости) образованием осадков - AgNO3 +HCl = AgClv +HNO3; Ag+ + NO3- +H+ + Cl- =AgClv+ H+ + NO3-; Ag+ + Cl- =AgClv Образованием газообразных малорастворимых веществ - Na2CO3 +H2SO4 =Na2SO4 +CO2^+H2O; CO32- +2H =CO2^ + H2O.
Образованием малодиссоциирующих веществ (слабых электролитов) HCl +KOH = KCl + H2O; H+ +OH- =H2O и образованием комплексных соединений (ионов) - CuSO45H2O+4NH3 =[Cu(NH3)4]SO4 + 5H2O; [Cu(H2O)4]2+ +4NH3= [Cu(NH3)4]2+ + 4H2O; [Cu(H2O)4]2++SO42-+ H2O+4NH3 = [Cu(NH3)4]2++ SO42-+5H2O.
Т.о., реакции обмена в растворах электролитов практически необратимо протекают в сторону образования осадков (малорастворимых веществ), газов (легколетучих веществ), слабых электролитов (малодиссоциирующих соединений) и комплексных ионов. Водородный показатель - рН; буква р - начальная буква датского слова potenz - математическая степень.
Выводы: 1. Электролиты в растворе или расплаве диссоциируют на ионы, благодаря чему и проводят электрический ток. Чем больше ионов в растворе, тем выше его электрическая проводимость. Главные ион образующие вещества - кислоты, основания, соли.
.Ионы в водных растворах гидратированы, т.е. химически связаны с ионами воды. Гидратация ионов - основная причина диссоциации.
.С помощью теории электролитической диссоциации дается определение кислотам, основаниям и солям: кислоты выделяют в раствор ионы водорода, основания - гидроксид ионы, а соли - катионы металлов (и аммония) и анионы кислотных остатков
.Различают сильные и слабые электролиты. Сильные электролиты полностью диссоциируют на ионы, концентрация ионов в растворе велика. Слабые электролиты лишь частично диссоциируют на ионы и концентрация ионов в растворе не достигает значительных величин.
.Вода - слабо диссоциирующее соединение, в результате образуются ионы водорода и гидроксид-ионы. Т.к. количество этих ионов равнозначно, т.е. эквивалентно, реакция среды нейтральна и имеет рН 7. Для кислых растворов рН7. Схема зависимости между концентрацией ионов водорода, величиной рН и реакцией раствора, стр. 107 Химия, Г.П. Хомченко, для подготовительных отделений, ВШ.
.Количественные характеристики процесса диссоциации: степень электролитической диссоциации или ионизации, ? - число, показывающее какая часть от общего количества электролита распадается на ионы; Кд - константа диссоциации, характеристика силы электролитов; f - коэффициент активности иона, i - ионная сила раствора, i =0,5?ci zi2.
.В водных растворах электролитов реакции протекают между ионами и изображаются ионными уравнениями. Они протекают практически необратимо в сторону образования осадков (малорастворимых веществ), газов (легколетучих веществ), слабых электролитов (малодиссоциирующих соединений) и комплексных ионов. В аналитической химии используются реакции для осаждения осадков с помощью введения в раствор электролита, содержащего одноименные с осадком ионы и введение в раствор сильного электролита с посторонним ионами для растворения осадка - солевой эффект.
.Согласно протолитической теории кислотой называется любой донор протона, а основанием - акцептор протона. Т.е. кислоты - вещества, молекулы или ионы, отщепляющие при данной реакции протоны. Основания - вещества, молекулы или ионы, присоединяющие протоны, эти соединения получили общее название протолиты, в соответствии с протолитической теорией кислот и оснований датского ученого Йоханнеса Николауса Бренстеда и английского ученого Томаса Мартина Лоури (1928-1929). Эта теория объясняет процессы, протекающие в неводных растворах. Соль хлорид аммония в водном р-ре, то в жидком аммиаке - это к-та, растворяет металлы с выделением водорода; азотная к-та в жидком фтороводороде или безводной серной к-те является основанием. Реакция отщепления протона: Кислота-основание +Н+. Кислота и основание такого процесса наз-ся сопряженными. Это кислотно-основная пара. Свободные протоны в растворах самостоятельно не существуют, они переходят от к-ты к какому-либо основанию.
Поэтому в растворе всегда протекают 2-ва процесса: Кислота1- Основание1 +Н+ и Основание2+Н+ -Кислота2. Соответственно, равновесие между ними изображается уравнением: Кислота1 + Основание2 - Основание1 +Кислота2. Например, реакцию нейтрализации уксусной к-ты аммиаком можно представить так: СН3СООН-СН3СОО- +Н+; NH3 +H+-NH4+; и общее уравнение CH3COOH (кислота1)+ NH3 (основание2)-CH3COO- (основание1) + NH4+(кислота2).
Здесь уксусная к-та является кислотой (отдает протоны Н+), аммиак - основанием (принимает протоны), СН3СОО+- ионы играют роль основания (в этом обратимом процессе они могут принять протоны и превратиться в уксусную к-ту), а ионы аммония играют роль кислоты (могут отдать протоны). Аналогично, реакция проявления основных свойств азотной к-ты, растворенной в жидком HF: HF(кислота1)+HNO3 (основание2)-F_ (основание1) +[H2NO3]+ (кислота2).
Т.о. основные положения общей или расширенной, теории