reacția de schimb ionic - o schiță pentru examenul în chimie generală
Reacțiile în soluțiile electrolitice, în care are loc nici o schimbare în sarcina ionilor incluși în compușii menționate reacții schimbătoare de ioni.
* Regula Berthollet. echilibru în reacția de schimb ionic este deplasată spre formarea mai puțin compușilor disociați.
Prin urmare, direcția reacțiilor de schimb ionic se determină prin următoarea regulă de degetul mare: reacții ionice continua spre formarea de precipitare, gaze, electroliti ioni slabi, complexe.
Când scrieți ecuații reacții ionice electroliți puternici sunt scrise într-o formă disociată, slab - în nedisociat.
Solutia: Ag NO3 - Na CI - AgCl Na NO3 -.
Excludeți ionii care nu interacționează, atunci ecuația are forma:
Ecuațiile de acest tip sunt cunoscute ca ion.
ecuația Ion obținerea hidroxidului feric este scris după cum urmează:
Fe 3 3OH - Fe (OH) 3 .
^ gaze Educație:
^ Educație electroliți slabi:
a. formarea de apă. Reacție care are loc pentru a forma apa prin reacția ionilor de hidrogen (de fapt, ionii de hidroniu) și ioni de hidroxid, numita reacție de neutralizare.
NaOH HCI H2O NaCI
în. formarea unei baze slabe.
a. formarea unui acid slab.
Produsul ionic al apei
Procesul de disociere electrolitica a apei are loc în două etape: 1. formarea ionilor de hidrogen și ioni de hidroxid:
2. Hidratarea ioni de hidrogen pentru a forma un ion hidroniu:
Prima etapă a procesului are loc cu absorbție de căldură, al doilea - cu eliberarea unei cantități semnificative. Prin urmare, aproape toți ionii de hidrogen sunt hidratați și disocierea apei trebuie să fie reprezentată de următoarea ecuație:
La 22 ° C, gradul de disociere electrolitica a apei este de 1,8 x 10 -9. adică, 555000000 din moleculele de apă disociază una. Prin urmare, apa - electrolit foarte slab, și pentru a descrie procesul de disociere sa este legea aplicabilă acțiunii în masă:
unde K - constanta de disociere a apei.
Deoarece [H2O] = const, obținem:
KW constantă numită produsul ionic al apei.
La 1 litru de apă, greutatea care pot fi luate pentru a fi de 1000 g, este de 1000 g / 18 g = 55,5 mol de substanță (concentrația sa molară).
În consecință, la 22 ° C, concentrația ionilor de hidroniu și ionii de hidroxid sunt:
[H3 O] [OH -] = 1,8 · 55.5 · 10 -9 = 1.000 · 10 -7 g-ion / l.
Dimensiunea KW crește odată cu creșterea temperaturii, deoarece acest lucru crește gradul de disociere electrolitic. La temperatura camerei accepta valoarea rotunjită a produsului ionic al apei 10 -14.
* Valoarea PH
Soluțiile apoase ale diferiților compuși pot produce acide, alcaline sau reacție neutră. Mediul de reacție depinde de raportul dintre concentrația ionilor de hidroniu si ioni de hidroxid în soluție.
În cazul în care concentrațiile acestor ioni sunt egale, adică [H3 O] = [OH -], mediul de reacție este neutru. Prin urmare, apa aparține compuși obișnuiți amfoteri care combină proprietățile acide și bazice, exprimat în același grad.
În cazul în care concentrația ionilor de hidroniu mai mare concentrație de ioni de hidroxid, adică [H 3 O]> [OH -], mediul de reacție devine acidă. Aciditatea este mai mare, cu atât mai mare concentrația ionilor hidroniu. Dacă în schimb, concentrația de ioni de hidroniu mai mică decât concentrația de ioni de hidroxid, adică [H3 O] <[ОН - ], то реакция среды становится щелочной. Следовательно, по значению концентрации этих ионов можно количественно охарактеризовать реакцию среды.
Aciditatea sau bazicitatea soluției poate fi exprimată prin luarea concentrației de ioni de hidrogen in loc de logaritm sale. Pentru a scăpa de puterea negativă în valoarea concentrației ionilor de hidrogen, se propune să se utilizeze o valoare negativă a valorilor logaritmice ale [N], valoarea pH-ului este denumit sau pH:
luate Kw = 10 -14 (22 ° C) în practică, aici [N] = 10 -7 g-ion / l și pH = 7.
Raportul dintre mediul de reacție, concentrația de ioni și valorile indicelui de hidrogen se obțin după cum urmează:
mediu neutru [H3 O] = [OH -] = 10 -7 g-ion / l, pH = 7.
mediu acidic [H3 O]> [OH -]> 10 -7 g-ion / l, pH <7.
alcalină [H3 O] <[ОН - ] <10 -7 г-ион/л, рН> 7.
Acest lucru poate fi reprezentat prin schema:
Hidroliza - interacțiunea ionilor cu apa sarata, având ca rezultat formarea unui electrolit slab.
Dacă sarea este considerată ca produs de reacție acidă cu o bază, în funcție de puterea lor toate sărurile pot fi împărțite în patru tipuri conform schemei.
Sărurile primul tip nu sunt supuse hidrolizei, deoarece ele interacționează cu electroliți slabi de apa nu pot fi obținute. Sistemul H2 O ↔ H OH - echilibru este rupt. PH-ul în soluțiile acestor săruri este egal cu 7.
Luați în considerare hidroliza celor trei tipuri rămase de săruri. Sărurile formate de acizi mnogokislotnymi polibazici sau baze, în trepte hidrolizată, se deplasează într-o primă fază la săruri acide sau bazice.
Pasesc 2Na CO3 2- HOH Na HCO3 - Na OH -
Hidroliza Na2 CO3 și alte săruri ale acestui tip se acumulează în soluție ionilor OH -. informându-l pH alcalin> 7. exprimat puternic decât prima etapă de hidroliză decât a doua.
Etapa I: Zn 2 2CI - HOH ZnOH Cl - H Cl -
Zn 2 HOH ZnOH H;
Etapa II: ZnOH HOH Cl - Zn (OH) 2 H Cl -
Hidroliza ZnCl2 și alte săruri ale acestui tip de ioni H. acumulează în soluție, informându-l pH reacția acidului <7.
Sărurile de acest tip sunt relativ ușor de hidrolizat. Soluția de reacție și pH-ul este determinat de puterea relativă a bazelor și acizilor rezultante. În cazul disociere electrolitica constantelor NH4OH și CH3COOH la 25 ° C, sunt, respectiv 1,79 x 10 -5 și 1,76 x 10 -5. și, prin urmare, soluția de reacție este aproape neutru (pH = 7).
Sărurile, procesul de hidroliză poate fi descrisă cantitativ prin două variabile: gradul de hidroliză h, hidroliza constantele Kgidr.
* Gradul de hidroliză este raportul dintre moleculele de sare in curs de hidroliză, la cantitatea totală a moleculelor de sare în soluție.
Evident, gradul de hidroliză al h poate varia, în următoarele limite:
0 h 1 în acțiuni unitare
constantă de hidroliză determină starea de echilibru chimic în soluția de sare de hidroliză.
De exemplu, pentru o stare de echilibru a etapei de hidroliză I Na2 CO3 și ZnCl2 Kgidr exprimate prin ecuațiile:
În general, Kgidr variază între următoarele limite:
Condiția de echilibru hidroliză este puternic influențată de diverși factori: în primul rând, concentrația de apă în soluție și temperatura sistemului.
După cum se vede din ecuația hidroliză totală
bază de apă sărată acidă
și ecuația constantei de hidroliză
creșterea concentrației de apă (sau schimbarea concentrației de sare) în soluție, din cauza constanță Kgidr deplasează echilibrul de la stânga la dreapta. Prin urmare, soluțiile diluate de sare și complet hidrolizat rapid decât concentrat și crește gradul de hidroliză cu soluție de diluare.
Schimbările de temperatură, de asemenea, afectează foarte mult starea de echilibru hidrolitice, deoarece temperatura crește gradul de hidroliză crește. ca urmare a creșterii semnificative a produsului ionic al apei.
Tema 8. Sistemele fluide binareSubiecte acoperite:
Caracteristicile stare lichidă a materiei.
Saturate Presiunea de vapori a sistemelor binare.
Distilarea amestecuri lichide. Rectificarea.
stare lichidă este intermediară între gazoasă și solidă. Cu lichide de gaz aduce în primul rând izotropă lor (proprietăți fizice identice în toate direcțiile) și fluiditatea (abilitatea de a schimba cu ușurință forma sub influența unor sarcini ușoare externe). Cu toate acestea, densitatea mare și compresibilitatea mică de lichide le aduce la solide. Capacitatea lichidelor de a schimba cu ușurință forma indică absența acestor forțe dure de interacțiune intermoleculară. În același timp, compresibilitatea scăzută a lichidelor, care rezultă în capacitatea de a menține un volum constant la o temperatură dată, indică prezența, dar nu este greu, dar încă forțe importante de interacțiune între particule.
Pentru fiecare stare de agregare a relației sale caracteristice între potențiale și cinetice energiile particulelor de materie. În solide energia potențială medie a particulelor este mai mare decât energia lor cinetică medie. De aceea, particulele solide ocupa anumite poziții relative între ele și doar fluctuează cu privire la aceste poziții. Pentru a conversa cu gaz raportul de energie, prin care moleculele de gaz sunt întotdeauna într-o stare de mișcare aleatorie și puterea de aderență între moleculele sunt practic absente, astfel încât gazul este întotdeauna ocupă întregul volum oferit de el. În cazul lichidelor cinetice și a potențialului energetic al particulelor aproximativ egale, adică, Particulele sunt legați unul de altul, dar nu e greu. Prin urmare, fluidul de lichid, dar au o constantă la un domeniu de temperatură dată.
In scurt interval mai lichide se observă - numărul de vecini apropiați din fiecare moleculă, iar pozițiile lor relative sunt aproximativ aceleași în întregul volum al lichidului. In autodifuzie lichid este puternic exprimat. și anume tranziții continue ale moleculelor din loc în loc. Proprietățile fizico-chimice ale fluidului depind de natura particulelor sale constitutive și intensitatea interacțiunii lor.
Structura internă a lichidelor găsite doar în termenii cei mai generali, și nu a creat încă o teorie generală a statului de lichid. Acest lucru se explică prin faptul că structura internă a lichidului este mult mai complicată structură și cristal gazele interne. Comparativ cu gazele lichide au în primul rând o densitate mult mai mare. Distanțele între moleculele din lichid este atât de mic încât proprietățile lichide sunt determinate în mare măsură de volumul lor moleculare proprii și atracție reciprocă între ele, în timp ce în gazele în condiții normale, efectul acestor factori este neglijabil. La distanțe mici între moleculele sunt importante ca forma lor geometrică și proprietăți polare. Proprietățile lichidelor polare nu depind doar de interacțiunea moleculei cu molecula, dar, de asemenea, din interacțiuni între părți separate ale diferitelor molecule.
Când moleculele de lichid au polaritate, pe lângă atracția reciprocă între acestea molecule inerente și non-polare, iar interacțiunea este prezentată între diferitele părți ale moleculelor care poartă o sarcină electrică. Acest lucru face ca poziția inegală a diferitelor molecule. Astfel, poziția corespunzătoare repulsia reciprocă a ambelor capete ale moleculei (Fig. 8.1. A), este instabil. Mai precis, pentru orice polaritate semnificativă a moleculelor această dispoziție nu poate fi din cauza repulsiei reciproce a moleculelor deja le abordeze în această poziție. Dimpotrivă, poziția care corespunde consolida atracția reciprocă între molecule (Fig. 8.1. B), este avantajos și va rămâne pentru o perioadă mai lungă.