konspekt_lekciy_po_химии. Конспект лекций по наиболее важным разделам курса химии. Целью является закрепление и углубление знаний по теоретической части курса
 Скачать 0.5 Mb.
|
|
Слабые электролиты – это вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Степень диссоциации α<3%. К слабым электролитам относятся почти все органические кислоты (CH3COOH, C2H5COOH и др.); некоторые неорганические кислоты (H2CO3, H2SO3, H2SiO3, HCN, HNO2, H3PO4, HF, H2S и др.); почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH); вода. Они плохо (или почти не проводят) электрический ток. РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА Реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов, называются реакциями ионного обмена. Правила составления ионных уравнений реакций 1. Нерастворимые в воде соединения (простые вещества, оксиды, некоторые кислоты, основания и соли) не диссоциируют и на ионы не расписываются. 2. Сумма электрических зарядов ионов в левой и в правой части уравнения должна быть одинаковой. Порядок составления ионных уравнений реакции 1. Записывают молекулярное уравнение реакции: MgCl2 + 2AgNO3 = 2AgCl + Mg(NO3)2 2. Определяют растворимость каждого из веществ с помощью таблицы растворимости: p p н p MgCl2 + 2AgNO3 = 2AgCl↓ + Mg(NO3)2 3. Записывают полное ионное уравнение реакции 50 Mg2+ + 2Clˉ + 2Ag+ + 2NO3ˉ = 2AgCl↓ + Mg2+ + 2NO3ˉ 5. Составляют сокращенное ионное уравнение, сокращая одинаковые ионы с обеих сторон: Mg2+ + 2Clˉ + 2Ag+ + 2NO3ˉ = 2AgCl↓ + Mg2+ + 2NO3ˉ Ag+ + Clˉ = AgCl↓ Условия необратимости реакций ионного обмена 1. Если образуется осадок (↓): Pb(NO3)2 + 2KI = PbI2↓ + 2KNO3 Pb2+ + 2Iˉ = PbI2↓ 2. Если выделяется газ (↑): Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + CO2↑ CO32- + 2H+ = H2O + CO2↑ 3. Если образуется малодиссоциированное вещество (H2O): Ca(OH)2 + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + 2H2O H+ + OHˉ = H2O В тех случаях, когда нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа, малодиссоциированных соединений (H2O), реакции обмена обратимы. Теория кислот и оснований На основании теории электролитической диссоциации Аррениус дал новые определения основаниям, кислотам и солям. Кислоты – это электролиты, диссоциирующие с образованием катионов водорода Н+: HNO3 = H+ + NO3ˉ Диссоциация многоосновных кислот протекает по ступеням: 51 H3PO4 = H+ + H2PO4ˉ I ступень H2PO4ˉ = H+ + HPO42ˉ II ступень HPO42ˉ = H+ + PO43ˉ III ступень Основания – это электролиты, диссоциирующие с образованием гидроксид-ионов ОНˉ: NaOH = Na+ + OHˉ Если основание содержит в молекуле несколько гидроксильных групп, то диссоциация будет происходить ступенчато: Сa(OH)2 =СаОН+ + OHˉ I ступень СaOH+ =Сa2+ + OHˉ II ступень Уравнение полной диссоциации имеет следующий вид: Сa(OH)2 = Сa2+ + 2OHˉ Диссоциацию растворенной части амфотерного гидроксида можно представить следующей схемой: H+ + МеO– = МеOH = Ме+ + OH –. В насыщенном водном растворе амфотерного гидроксида ионы H+, МеO– и Ме+, OH– находятся в состоянии равновесия, поэтому амфотерные гидроксиды взаимодействуют и с кислотами и с основаниями. При добавлении кислоты равновесие смещается в сторону диссоциации по типу основания, при добавлении основания – в сторону диссоциации по типу кислоты. Соли – это электролиты, диссоциирующие с образованием катионов, отличных от ионов Н+, и анионов, отличных от ионов ОНˉ: NaCl = Na+ + Clˉ KHCO3 = K+ + HCO3ˉ 52 AlOHCl2 = AlOH2+ + 2Clˉ Лекция № 12. Гидролиз солей Гидролиз солей – это обменное взаимодействие ионов соли с водой, которое приводит к образованию слабого электролита и как правило сопровождается изменением pH-среды. Взаимодействие катионов с водой происходит по донорно-акцепторному механизму: C u 2 + + :O-H = CuOH+ + H+. Взаимодействие анионов с водой происходит с образованием водородной связи: СО32- + Н-О = НСО3¯ + ОН¯. Катионы сильных оснований и анионы сильных кислот не образуют слабых электролитов, поэтому гидролизу не подвергаются. В зависимости от ионов, входящих в состав солей, в растворе могут устанавливаться следующие равновесия: а) при гидролизе аниона (A¯) слабой кислоты: А¯+ HOH = HA + OH¯ (образуются ионы OH¯, среда щелочная, pH>7); б) при гидролизе катиона (B+) слабого основания: B+ + HOH = BOH + H+ (образуются ионы Н+, среда кислая, pH<7); в) при гидролизе катиона слабого основания и аниона слабой кислоты: А¯ + НОН = НА + ОН¯, В+ + НОН = ВОН +Н+ Гидролиз солей, образованных многоосновными кислотами или многокислотными основаниями, протекает ступенчато, с образованием кислых или основных солей, преимущественно по первой ступени. Таким образом, можно выделить три типа гидролиза: H - H - 53 1. гидролиз по аниону – такому гидролизу подвергаются соли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты: Na2CO3 + H2O = (особенность написания реакций гидролиза: сначала пишут ионные реакции, а затем молекулярное уравнение) 2Na+ + CO32- + HOH = 2Na+ + HCO3¯ + OH¯ CO32- + HOH = HCO3¯ + OH¯ (pH > 7) Na2CO3 + H2O = NaHCO3 + NaOH 2. гидролиз по катиону – подвергаются соли, образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислоты: CuSO4 + H2O = Cu2+ + SO42- + HOH = CuOH+ + SO42- + H+ Cu2+ + HOH = CuOH+ + H+ (pH < 7) 2CuSO4 + 2H2O = (CuOH)2SO4 + H2SO4 3. гидролиз по катиону и аниону – подвергаются соли, образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислоты: CH3COONH4 + H2O = CH3COO¯ + NH4+ + HOH = CH3COOH + NH4OH (pH≈7) CH3COONH4 + H2O = CH3COOH + NH4OH Гидролиз является обратимым процессом. В соответствии с принципом Ле Шателье введение дополнительного количества ионов H+ или OH+ в равновесную систему может усилить или подавить процесс гидролиза. Гидролиз является эндотермическим процессом, поэтому повышение температуры приводит к усилению гидролиза. Лекция № 13. Дисперсные системы 54 Системы, в которых одно вещество распределено в мелкораздробленном состоянии в среде другого, называются дисперсными. Распределенное вещество называется дисперсной фазой, а среда, в которой распределена дисперсная фаза – дисперсионной средой. Обязательным условием существования дисперсных систем является взаимная неравстворимость веществ, при этом взаимодействие дисперсной фазы и дисперсионной среды происходит за счет межмолекулярных сил на поверхности раздела фаз. Дисперсные системы с размером частиц дисперсной фазы от 1 до 100 нм называются коллоидными растворами или золями. По типу взаимодействия дисперсионной среды и дисперсной фазы коллоидные растворы разделяют на лиофобные и лиофильные. Лиофобные коллоидные растворы характеризуются слабым взаимодействием веществ, при этом частицы дисперсной фазы имеют молекулярную или ионную кристаллическую решетку. Такие системы являются необратимыми, т.к. осадки, остающиеся после разрушения системы, не образуют коллоидного раствора вновь при контакте с дисперсионной средой. Лиофильные коллоидные растворы характеризуются сильным взаимодействием веществ, при этом частицами дисперсной фазы являются высокомолекулярные вещества, молекулы которых имеют размер коллоидных частиц. Такие системы являются обратимыми, т.к. осадки, остающиеся после разрушения системы, при контакте с дисперсионной средой вновь образуют коллоидный раствор. Дисперсная фаза в коллоидном растворе представлена частицами, в состав которых входит ядро, состоящее из электронейтрального агрегата частиц, с адсорбированными на нем зарядообразующими ионами и противоионы. В качестве примера рассмотрим строение коллоидной частицы золя хлорида серебра, полученного действием избытка раствора AgNO3 на раствор NaCl. Реакция протекает по уравнению AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3. При 55 образовании золя хлорида серебра молекулы AgCl соединяются вместе, образуя более крупные частицы: mAgCl → (mAgCl). Образующийся кристалл AgCl называется ядром. На его поверхности адсорбируются зарядообразующие ионы. В качестве зарядообразующих выступают те ионы, которые находятся в растворе в избытке и принадлежат элементу, входящему в состав ядра. В нашем примере зарядообразующими являются ионы Ag+. Положительно заряженные ионы серебра притягивают к себе противоионы (NO3‾ ) и молекулы воды из дисперсионной среды. Зарядообразующие ионы и противоионы с растворителем составляют адсорбированный слой. Так образуется коллоидная частица золя AgCl, называемая гранулой. Зарядообразующие ионы притягивают несколько меньшее количество противоионов, поэтому коллоидные частицы имеют положительный либо отрицательный заряд. Примерный состав гранулы в данном случае можно выразить формулой: [(mAgCl)nAg+ (n-x)NO3‾ ∙ yH2O]x+ Вокруг гранулы находится диффузный слой противоионов, заряд которых равен заряду коллоидной частицы. Гранула и диффузный слой образуют электронейтральную мицеллу. Примерный состав мицеллы хлорида серебра выражается формулой: {[(mAgCl)nAg+ (n-x)NO3‾ ∙ yH2O]x+ ∙ xNO3‾ ∙ zH2O}0 Для получения коллоидных растворов используют дисперсионный и конденсационный методы. Дисперсионный метод заключается в раздроблении вещества, выступающего в роли дисперсной фазы, до размеров коллоидных частиц. В частности, для получения золей металлов широко используется электрическое распыление металлов: под действием электрической дуги металл испаряется, 56 пары металла в дисперсионной среде конденсируются и образуют микрокристаллы, которые и образуют коллоидные частицы. Конденсационный метод основан на том, что частицы дисперсной фазы образуются за счет объединения молекул вещества в ассоциаты. Важным условием для использования данного метода является пересыщенность системы по отношению к диспергируемому веществу и наличие условий для возникновения кристаллов. К этому методу относятся способ смены растворителя и использование химических реакций. Способ смены растворителя заключается в подборе растворителя, с которым диспергируемое вещество образует истинный раствор, при этом сам растворитель должен растворяться в дисперсионной среде. Если такой раствор добавить в дисперсионную среду, то в результате выпадения диспергируемого вещества в осадок и объединения его молекул получается коллоидный раствор. Химические реакции, в результате которых образуются труднорастворимые вещества, позволяют получить наиболее однородные коллоидные системы. Устойчивость коллоидных систем определяется величиной коллоидных частиц и свойствами удельной поверхности. Количественной характеристикой устойчивости является степень дисперсности (D) – величина, обратная среднему диаметру частиц (d): D = 1/d. Коллоидная система будет тем устойчивее, чем больше степень дисперсности. Различают кинетическую (частицы не оседают) и агрегативную (частицы не слипаются друг с другом) устойчивость. Устойчивость коллоидного раствора можно нарушить, нейтрализуя электрические заряды коллоидных частиц, что приводит к укрупнению частиц в более сложные агрегаты. Этот процесс называется коагуляцией. Вещества, вызывающие коагуляцию, называются коагулянтами; к ним относятся различные электролиты. При добавлении электролита коллоидная частица адсорбирует ионы противоположного знака, что и вызывает нейтрализацию 57 зарядов. Чем меньше заряд коагулирующего иона, тем больше ионов требуется на коагуляцию коллоида. Коллоидные растворы обладают оптическими и электрическими свойствами. При пропускании через коллоидный раствор постоянного электрического тока все коллоидные частицы движутся к одному электроду, а противоионы к другому. Перемещение коллоидных частиц под действием электрического тока называется электрофорезом. Процесс электрофореза используется при осаждении коллоидных частиц на поверхности металлов для создания изолирующих или антикоррозионных покрытий. Оптические свойства коллоидных систем заключаются в том, что растворы рассеивают свет. Это обусловлено тем, что мицеллы больше атомов, поэтому в отраженном свете раствор опалесцирует. Интенсивность светорассеяния возрастает с увеличением размера коллоидных частиц и их концентрации. Явление светорассеяния используется при изучении коллоидных растворов. Лекция № 11. Окислительно-восстановительные реакции Реакции, в результате которых изменяется степень окисления элементов, называются окислительно-восстановительными. Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна. Наиболее электроотрицательные элементы в соединении имеют отрицательные степени окисления, а атомы элементов с меньшей электроотрицательностью – положительные. Определение степени окисления проводят, используя следующие положения: 58 1. Степень окисления элемента в простом веществе, например, в Zn, Сa, H2, Вг2, S, O2, равна нулю (Na0; ). 2. Постоянную степень окисления в соединениях имеют щелочные металлы (+1); щелочно-земельные металлы, цинк и кадмий (+2); алюминий (+3); фтор (–1). 3. Cтепень окисления кислорода в соединениях обычно равна –2. Исключения составляют пероксиды H2+1O2–1, Na2+1O2–1 и фторид кислорода О+2F2¯. 4. Степень окисления водорода в большинстве соединений равна +1, за исключением солеобразных гидридов, например, Na+1H-1. 5. Алгебраическая сумма степеней окисления элементов в нейтральной молекуле равна нулю, в сложном ионе – заряду иона (Na+O-2H+, ). Степени окисления атомов остальных элементов рассчитывают, исходя из известных степеней окисления элементов и электронейтральности молекулы. В качестве примера рассчитаем степень окисления хрома в соединении К2Cr2O7 и азота в анионе (NO2)¯: К2+1 Сr2х O7 –2 (NO2)– 2(+1)+ 2x + 7 (–2) = 0 x = + 6 x + 2 (–2) = –1 x = + 3 Любую окислительно-восстановительную реакцию можно разделить на две полуреакции: окисление и восстановление, например: Ca0 + Cl20 = Ca+2Cl2–1 восстановитель Ca0 – 2ē → Ca+2 окисление окислитель Cl20 + 2ē → 2Cl– восстановление. Окисление – процесс отдачи электронов, сопровождающийся повышением степени окисления элемента. Восстановление – процесс 59 присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления элемента. Окисление и восстановление – взаимосвязанные процессы, протекающие одновременно. Окислителями называют вещества (атомы, молекулы или ионы), которые в процессе реакции присоединяют электроны, восстановителями – вещества, отдающие электроны. Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления (HN+5O3, KMn+7O4, K2Cr2+6O7), могут быть только окислителями за счет этих атомов, т.к. они уже отдали все свои валентные электроны и способны только принимать электроны. Соединения, содержащие атомы элементов с минимальной степенью окисления (HCl-1, H2S-2), могут служить только восстановителями, поскольку они способны лишь отдавать электроны, потому что внешний энергетический уровень у таких атомов завершен восемью электронами. Соединения, содержащие атомы элементов с промежуточной степенью окисления (Na2S+4O3, KN+3O2), могут быть и окислителями и восстановителями, в зависимости от партнера, с которым взаимодействуют и от условий реакции, т.е. проявляют окислительно-восстановительную двойственность. Классификация окислительно-восстановительных реакций 1. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах; обмен электронами в этих реакциях происходит между различными атомами или молекулами: S + O2 = S + 4O2 S – восстановитель; O2 – окислитель. Частным случаем являются реакции конпропорционирования (окислителем и восстановителем является один элемент, атомы которого находятся в разных молекулах): 60 2KMnO4 + 3MnSO4 + 4Н2SO4 = 5MnO2 + 3KНSO4 + 2H2O Mn+7 – окислитель, Mn+2 – восстановитель. 2. Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции Во внутримолекулярных реакциях окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле. Внутримолекулярные реакции протекают, как правило, при термическом разложении веществ, содержащих окислитель и восстановитель. 2KClO3 = 2KCl + 3O2 Cl+5 – окислитель; О-2 – восстановитель Частным случаем являются реакции диспропорционирования – это окислительно-восстановительные реакции, в которых один и тот же элемент одновременно повышает и понижает степень окисления. Cl2 + 2KOH = KClO + KCl + H2O Cl2 – окислитель и восстановитель Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций пользуются методом электронного балланса. Электронный баланс – метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, в котором рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления. Число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, получаемых окислителем. Уравнение составляется в несколько стадий: 1. Записывают схему реакции: KMnO4 + HCl = KCl + MnCl2 + Cl2↑ + H2O 2. Проставляют степени окисления над элементами, которые ее изменяют: KMn+7O4 + HCl-1 = KCl + Mn+2Cl2 + ↑ + H2O 61 3. Определяют число электронов, приобретенных окислителем и отдаваемых восстановителем: Mn+7 + 5ē → Mn+2 2Clˉ – 2ē → ↑ 4. Уравнивают число приобретаемых и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степень окисления: окисление 2Clˉ – 2ē → ↑ 5 Clˉ – восстановитель восстановление Mn+7 + 5ē → Mn+2 2 Mn+7 – окислитель 5. Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции. 2KMnO4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O |