19. Вода как слабый электролит. Ионное произведение воды. РН, рОн. Индикаторы.

H₂O↔ H⁺+OH^- K_(дис)=

= [H⁺][OH^-]= = const

Ионное произведение воды: =10^-7·10^-7 =10^-14 pH= -lg[H⁺] pOH= -lg[OH^-] pH + pOH=p pH + pOH=14 pH=7 - среда нейтральная pH<7 - среда кислая pH>7 – среда щелочная ИНДИКАТОРЫ– вещества, позволяющие следить за составом среды или за протеканием химической реакции. Одни из самых распространенных – кислотно-основные индикаторы, которые изменяют цвет в зависимости от кислотности раствора(метиловый, лакмус, фенолфталеин, бромкрезолпурпур и т.д.).

20. Сущность гидролиза солей. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, слабым основанием и сильной кислотой. Привести примеры (уравнения гидролиза в молекулярной, ионной и сокращённой ионной форме).

ГИДРОЛИЗ- это нарушение ионного равновесия воды ионами соли, приводящее к образованию слабого электролтита и изменению pH среды. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, всегда протекает в одну ступень по катиону и аниону. N CN→N OH(слабое осн.) + HCN(слабая к-та) N +HOH ↔ HCN+N N ⁺+ CN^- + HOH ↔ HCN + N OH → слабые электролиты Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, протекает по катиону. В результате образуются ионы водорода , дающие кислую реакцию раствору. А)Простой гидролиз: N Cl →N OH(слабое осн.) + HCl(сильная к-та) N l+HOH ↔ N + HCl N ⁺+ Cl^- + HOH ↔ N OH + H⁺+Cl^- N ⁺+ HOH ↔ N OH(слабый эл-т) + H⁺ (pH<7) Б)Сложный гидролиз: CuCl₂→ Cu(OH₂)(слабое осн.) + HCl(сильная к-та) 1)CuCl₂ + HOH ↔ CuOHCl + HCl Cu²⁺ +2Cl^- + HOH ↔ CuOH⁺ + Cl^- + H⁺ + Cl^- Cu²⁺ + HOH ↔ CuOH⁺(слабый катион) + H⁺(pH<7) 2)CuOHCl +HOH ↔ Cu(OH)₂ + HCl CuOH⁺ + Cl^- + HOH ↔ Cu(OH)₂ + H⁺ + Cl^- CuOH⁺ + HOH ↔ Cu(OH)₂(слабый эл-т) + H⁺(pH<7)

21. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой. Два признака гидролиза. Ступенчатый гидролиз (привести примеры: уравнения гидролиза в молекулярной, ионной и сокращённой ионной форме).

Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, протекает по аниону. В результате образуются группы OH^-, дающие щелочную реакцию раствору. А)Простой гидролиз: в KCN → KOH(сильное осн.)+HCN(слабая к-та) KCN + HOH ↔ KOH + HCN K⁺ + CN^- + HOH ↔ K⁺ + OH^- + HCN CN^- + HOH ↔ OH^- (pH>7)+HCN(слабый эл-т) Б)Сложный гидролиз: ь Na₂CO₃ → NaOH(сильное осн.) + H₂CO₃(слабая к-та) 1) Na₂CO₃ + HOH ↔ NaHCO₃ + NaOH 2Na⁺ + CO₃^2- + HOH ↔ Na⁺ + HCO₃^- + Na⁺ + OH^- CO₃^2- + HOH ↔ HCO₃^- (сложный анион) +OH^- (pH>7) 2) NaHCO₃ + HOH ↔ NaOH + H₂CO₃ Na⁺ + HCO₃^- + HOH ↔ Na⁺ + OH^- + H₂CO₃ HCO₃ ^- + HOH ↔ OH^- (pH>7) + H₂CO₃(слабый эл-т)

22. Константа гидролиза. Степень гидролиза. Факторы, влияющие на степень гидролиза солей. 1. Слабая кислота + сильное основание Кг = К h20_________________ К диссоц. слабой кислоты 2.Слабое основание + сильная кислота Кг = К h20_________________ К диссоц. слабого основания 3. Слабое основание + слабая кислота Кг = К h20_________________ К диссоц. минимальная Чем слабее кислота, тем меньше ее константа диссоциации и тем больше константа гидролиза соли, которая ею образована. Для слабого основания аналогично. Степень гидролиза – отношение числа молекул, которые подверглись гидролизу к общему числу молекул электролита (h) Кг= h² *Cm 1- h h= Кг ( под корнем) Cm Гидролиз усиливается при разбавлении раствора, т.е. при уменьшении концентрации раствора. Факторы, влияющие на степень гидролиза солей : 1. Температура( с повышением – гидролиз усиливается) 2. Концентрация раствора 3. Природа электролита При ступенчатом электролизе для каждой ступени рассчитывают const гидролиза. Const по первой ступени больше const по второй ступени. Поэтому гидролиз по первой ступени идет легче.

23. Строение и типы химической связи комплексных соединений. Диссоциация комплексных соединений с комплексным анионом и комплексным катионом. Константа нестойкости комплексного иона. Двойные соли. Комплексные соединения – соединения высшего порядка, образование которых сопровождается возникновением новых ионов, устойчивых в водных растворах. В к.с. существует хотя бы 1 донорно-акцепторная связь. Строение комплексных соединений: [Cu(NH₃)₄]Cl₂ Cu – комплексообразователь (NH₃) – лиганды 4 – комплексное число Cl₂ - ионы внешней среды [Cu(NH3)4] _– комплексный ион ( внешняя сфера) Современные теории механизма образования химической связи в комплексных соединений : 1. Теория валентных связей – согласно ей, между лигандами и комплексообразователем существует донорно-акцепторная связь Недостаток – не объясняет образование многоядерных комплексов и соединений сложной геометрической конфигурации. 2. Теория кристаллического поля – подробно рассматривает электронное строение комплексообразователя. Лиганды считаются точечными зарядами. 3. Теория молекулярных орбиталей – учитывает электронное строение и комплексообразователей и лиганд Диссоциация комплексных соединений в водных растворах ӏ. На первой ступени диссоциация происходит 100% на комплексный ион и противоион. Процесс протекает по типу сильных электролитов, т.е. процесс необратимый. [Cu(NH₃)₄]Cl₂ → [Cu(NH₃)₄] ²⁺ +2Cl^- _катион K₃[Fe(CN)₆] →3K⁺ +[Fe(CN)₆]^{3- анион} ӏӏ. На второй ступени комплексный ион диссоциирует на комплексообразователь и лиганды. Процесс протекает по типу слабых электролитов, т.е. носит необратимый характер. [Cu(NH₃)₄] ²⁺ ↔Cu²⁺ + 4 NH₃⁰ [Fe(CN)6]^3- ↔ Fe³⁺ +6CN^- K_x.p. = [Cu²⁺ ] * [NH₃⁰]^{4 константа нестойкости комплексного иона} [[Cu(NH₃)₄] ²⁺] Константа нестойкости – мера стабильности комплексного иона в водных растворах. Чем меньше константа, тем более устойчив комплексный ион в водных растворах. Двойные соли - соединения высшего порядка, имеющие большое значение константы нестойкости комплексного иона и диссоциируются в 1 ступень K*Cl +Mg*Cl₂ =K[MgCl₃]