Свободная сера-Это кристаллическая сера — хрупкое вещество жёлтого цвета.

1.

Кислотные дожди образуются в результате выброса в атмосферу оксидов серы и азота предприятиями топливно-энергетического комплекса, автотранспортом, а также химическими и металлургическими заводами. Кислотные дожди-слабых растворов кислот, которые образуются при сгорании угля. C+O₂=CO₂ CO₂+H₂O=H₂CO₃ CO₂ попадает в верхние слои атмосферы и вступая в реакцию с водяным паром попадают на поверхность в виде дождя.

2.

1) K₂S=2K⁺+S^2-

S^2-+H⁺+OH^- =HS^- + OH^- щелочная среда, гидролиз по аниону

K₂S+H₂O=KHS+KOH

2) Na₂SO₄– гидролизу не подвергается, т.к образована из сильного основания и сильной кислоты.

3) Na₂SO₃=2Na⁺+SO₃^2-

SO₃^2-+H⁺+OH=HSO₃^- + OH^- щелочная среда, гидролиз по аниону

Na₂SO₃+H₂O=NaHSO₃+NaOH

4)Al₂(SO₄)₃=2Al³⁺+3SO₄^2-

Al³⁺+H⁺+OH^- =AlOH²⁺+H⁺ кислая среда, гидролиз по катиону

Al₂(SO₄)₃+2H₂O=2AlOHSO₄+H₂SO₄

5) Cr₂S₃=2Cr³⁺+3S^2-

Cr³⁺+S^2-+H⁺+OH^- =Cr(OH)₃+H₂S нейтральная среда, гидролиз по аниону и катиону

Cr₂S₃+6H₂O=2Cr(OH)₃+3H₂S

3.

Основные положения теории электролитической диссоциации. Механизм электролитической диссоциации. Степень и константа диссоциации.

Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.

Основные положения теории ТЭД

1. При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на положительные и отрицательные ионы.

2. Причиной диссоциации электролита в водном растворе является его гидратация, т.е. взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.

3. Под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к отрицательному полюсу источника тока – катоду, поэтому их называют катионами, а отрицательно заряженные ионы движутся к положительному полюсу источника тока – аноду, поэтому их называют анионами.

4. Электролитическая диссоциация – процесс обратимый для слабых электролитов. Наряду с процессом диссоциации (распад электролита на ионы) протекает и обратный процесс – ассоциация (соединение ионов). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости

5. Не все электролиты в одинаковой мере диссоциируют на ионы.

6. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.

Механизм электролитической диссоциации. Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью. Как известно, эти вещества состоят из ионов. При их растворении диполи воды ориентируются вокруг положительного и отрицательного ионов. Между ионами и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В результате связь между ионами ослабевает, происходит переход ионов из кристалла в раствор. При этом образуются гидратированные ионы, т.е. ионы, химически связанные с молекулами воды. Аналогично диссоциируют и электролиты, молекулы которых образованы по типу полярной ковалентной связи (полярные молекулы). Вокруг каждой полярной молекулы вещества также ориентируются диполи воды, которые своими отрицательными полюсами притягиваются к положительному полюсу молекулы, а положительными полюсами - к отрицательному полюсу. В результате этого взаимодействия связующее электронное облако (электронная пара) полностью смещается к атому с большей электроотрицательностью, полярная молекула превращается в ионную и затем легко образуются гидратированные ионы. Диссоциация полярных молекул может быть полной или частичной. Таким образом, электролитами являются соединения с ионной или полярной связью - соли, кислоты и основания. И диссоциировать на ионы они могут в полярных растворителях.

Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая характеризует склонность объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на частицы, как например когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль диссоциирует в водном растворе на ионы. Константа диссоциации обычно обозначается Kd и обратна константе ассоциации. В случае с солями, константу диссоциации иногда называют константой ионизации.

Степень диссоциации (α) - отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекул (N): α = n / N

 

 

17 билет

1. Сероводород Н2S – бесцветный газ, отвратительный запах которого знаком всем по тухлым яйцам, из которых он выделяется. Он очень легко растворяется в воде и горит слабым синим пламенем.

Химические св-ва:

1. Взаимодействует с основаниями:

H₂S + 2NaOH(избыток) → Na₂S + 2H₂O

H₂S (избыток) + NaOH → NaНS + H₂O

2. H₂Sпроявляет очень сильные восстановительные свойства:

H₂S^-2 + Br₂ → S⁰ + 2HBr

H₂S^-2 + 2FeCl₃ → 2FeCl₂ + S⁰ + 2HCl

3. Сероводород окисляется:

при недостатке O₂

2H₂S^-2 + O₂ → 2S⁰ + 2H₂O

при избытке O₂

2H₂S^-2 + 3O₂ → 2S⁺⁴O₂ + 2H₂O

4. Серебро при контакте с сероводородом чернеет:

4Ag + 2H₂S + O₂ → 2Ag₂S↓ + 2H₂O

Потемневшим предметам можно вернуть блеск. Для этого в эмалированной посуде их кипятят с раствором соды и алюминиевой фольгой. Алюминий восстанавливает серебро до металла, а раствор соды удерживает ионы серы.

5. Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды - образование темно-коричневого (почти черного) осадка PbS:

H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS↓ + 2HNO₃

Na₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS↓ + 2NaNO₃

Pb²⁺ + S^2- → PbS↓

2. Осуществить превращения:H₂S →SO₂→H₂SO₃→NaHSO₃→Na₂SO₃

Написать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.

1.H₂S+3O₂=2H₂O+2SO₂

2. SO₂+ H₂O=H₂SO₃

3. H₂SO₃+NaOH=NaHSO₃+H₂O

2H⁺+OH^- = H⁺+H₂O

4.NaHSO₃+NaOH=Na₂SO₃+H₂O

H⁺+OH^- =H₂O

3.

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода (H ⁺).

Например,

HCl -> H ⁺ + Cl ^-

HNO ₃ -> H ⁺ + NO ₃ ^-\

 

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

Н₃РО₄ ↔ Н⁺ + Н₂РО^-₄ (первая ступень) – дигидроортофосфат ион

Н₂РО^-₄ ↔ Н⁺ + НРO^2-₄ (вторая ступень) – гидроортофосфат ион

НРО^2-₄ ↔ Н⁺ + PО^З-₄ (третья ступень) – ортофосфат ион

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени - по третьей.

Диссоциация оснований

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы (OH ^-).

Диссоциация щелочей	Диссоциация амфотерных оснований (амфолитов)
Вспомните! Щёлочи – это основания, растворимые в воде. Это основания щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaОН, КОН, Rb ОН, С s ОН, Fr ОН и Са(ОН)2, Sr(ОН)2, Ва(ОН)2, R а(ОН)2, а также N Н4ОН	Амфолиты - это электролиты, которые при диссоциации одновре­менно образуют катионы водорода (H +) и гидроксид-ионы (OH -).
Примеры уравнений диссоциации щелочей KOH -> K + + OH -; NH 4OH ↔ NH +4 + OH - Многокислотные основания диссоциируют ступенчато: Ba(ОН)2 -> Bа(ОН)+ + OH- (первая ступень) Ba(OH)+ ↔ Ba2++OH- (вторая ступень)	Примеры уравнений диссоциации амфолитов Н2O ↔ Н+ + ОН- Диссоциацию амфотерного гидроксида цинка Zn(ОН)2 можно выра­зить уравнением: 2ОН- + Zn2+ + 2Н2О ↔ Zn (ОН)2 + 2Н2О ↔ [Zn(ОН)4]2-+ 2Н+

Диссоциация солей

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов а также катион аммония (NH⁺₄) и анионы кислотных остатков.

Например, диссоциация средних солей:

(NH₄)₂SO₄ -> 2NH⁺₄+ SO^2-₄;

Na₃PO ₄ -> 3 Na ⁺ + PO ^3- ₄

Кислые же и основные соли диссоци­ируют ступенчато:

Например,

Диссоциация кислых солей	Диссоциация основных солей
У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода. KHSO4 -> K + + HSO -4 HSO -4 ↔ H + + SO 2-4	У основных солей вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы. Mg(OH)Cl -> Mg(OH)++ Cl - Mg (OH)+↔ Mg2+ + OH-

Диссоциация воды является эндотермической реакцией (см. эндотермическая реакция), т. е. идущей с поглощением теплоты из окружающей среды.

Известный способ диссоциации воды:
Электролиз водных растворов-электролитов. - наименее эффективный из известных на сегодня способв разложения воды, так как в этом случае энергия затрачивается, в основном, на нагрев проводника - электролита, настолько, что диссциируемый раствор не только не охлаждается, но, напротив, подвергается значительному нагреву. В промышленности XX века именно этот способ получил наибольшее растпространение, в силу того, что обеспечивает спрос и позволяет поддерживать высокие цены на такой товар, как невосполнимые энергоресурсы, из которых получают электричество, таких как нефть, газ, каменный угль и т. п.

Кислотно-основное (или протолитическое) равновесие – это равновесие в котором участвует протон (ион водорода Н⁺). При этом в равновесии участвуют вещества способные отдавать и принимать протоны. В соответствие с протолитической теорией Бренстеда и Лоури все частицы, способные при ионизации отщеплять протон, называются кислотами, все частицы, способные присоединять протон – основаниями. Кислоты и основания могут быть нейтральными молекулами или заряженными частицами (катионы и анионы). Примерами кислот в рамках этой теории являются:

HCN (к) ↔ H⁺ + CN^- (осн)

HS^- (к) ↔ H⁺ + S^2- (осн)

Примерами оснований:

CN^- (осн) + H⁺ ↔ HCN (к)

NН₃ (осн) + H⁺ ↔ NH₄⁺ (к)

Как видно из приведенных примеров, в результате отщепления протона от кислоты образуется частица, способная принимать протон (основание), а при присоединении протона к основанию образуется кислота. Такие кислоты и основания, находящиеся в кислотно-основном равновесии, называются сопряженными, то есть HCN и CN^-- сопряженные кислота и основание, аммиак и ион аммония – сопряженные основание и кислота. Ионное произведение воды. pH раствора К_H2O = 1^.10^-4 Данная константа для воды называется ионным произведением воды, которое зависит только от температуры.

При диссоциации воды на каждый ион Н⁺ образуется один ион ОН^-, следовательно, в чистой воде концентрации этих ионов одинаковы: [Н⁺] = [ОН^-]. Используя значение ионного произведения воды, находим:

[H⁺] = [ОН^-] = моль/л.

Таковы концентрации ионов Н⁺ и ОН^- в чистой воде.

18 билет

Свободная сера-Это кристаллическая сера — хрупкое вещество жёлтого цвета.

Химические свойства серы:

Сера - окислитель S0 + 2ē -> S-2	Сера - восстановитель S - 2ē -> S+2; S - 4ē -> S+4; S - 6ē -> S+6
1) Сера реагирует со щелочными металлами без нагревания: 2Na + S -> Na2S ОПЫТ c остальными металлами (кроме Au,Pt) - при повышенной t°: 2Al + 3S –t°-> Al2S3 Zn + S –t°-> ZnS ОПЫТ Cu + S –t°-> CuS ОПЫТ 2) С некоторыми неметаллами сера образует бинарные соединения: H2 + S -> H2S 2P + 3S -> P2S3 C + 2S -> CS2	1) c кислородом: S + O2 –t°-> S+4O2 2S + 3O2 –t°;pt-> 2S+6O3 2) c галогенами (кроме йода): S + Cl2 -> S+2Cl2 3) c кислотами - окислителями: S + 2H2SO4(конц) -> 3S+4O2 + 2H2O S + 6HNO3(конц) -> H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O Реакции диспропорционирования: 4) 3S0 + 6KOH -> K2S+4O3 + 2K2S-2 + 3H2O

Для серы характерны несколько аллотропных модификаций:

Ромбическая (a - сера) - S8 t°пл. = 113°C; ρ = 2,07 г/см3. Наиболее устойчивая модификация.

Моноклинная (b - сера) - S8 темно-желтые иглы, t°пл. = 119°C; ρ = 1,96 г/см3. Устойчивая при температуре более 96°С; при обычных условиях превращается в ромбическую.

Пластическая Sn коричневая резиноподобная (аморфная) масса. Неустойчива, при затвердевании превращается в ромбическую.

2.

S ⁺²

 

S⁰ S⁺⁴

 

S⁺⁶

1. S+Cl₂=SCl₂

2. S⁰+2H₂S⁺⁶O₄=2S⁺⁴O₂+H₂O

S⁰ – 4e=S⁺⁴ 1

S⁺⁶+2e=S⁺⁴ 2

3. S⁰+6HN⁺⁵O₃=H₂S⁺⁶O₄+6N⁺⁴O₂+2H₂O

S⁰-6e=S⁺⁶ 1

N⁺⁵+1e=N⁺⁴ 6

3. Гидро́лиз (от др.-греч. ὕδωρ — вода + λύσις — разложение) — один из видов химических реакций сольволиза, где при взаимодействии веществ с водой происходит разложение исходного вещества с образованием новых соединений.

Под степенью гидролиза понимается отношение количества (концентрации) соли, подвергающейся гидролизу, к общему количеству (концентрации) растворенной соли. Обозначается α (или hгидр);

α = (cгидр/cобщ)·100 %

где cгидр — число молей гидролизованной соли, cобщ — общее число молей растворённой соли. Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие.

Различают обратимый и необратимый гидролиз солей[1]:

1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):

CO₃^2- + H₂O àHCO₃^2- + OH^-

Na₂CO₃ + H₂Oà NaHCO₃ + NaOH

(раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону):

Cu²⁺ + H₂Oà CuOH⁺ + H⁺

CuCl₂ + H₂Oà CuOHCl + HCl

(раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:

2Al³⁺ + 3S^2- +6H₂O à2Al(OH)₃ + 3H₂S

Al₂S₃ +6H₂Oà 2Al(OH)₃ + 3H₂S

(равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа).

4. Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.

Степень гидролиза зависит от природы и концентрации соли, температуры, среды. Уменьшение концентрации и повышение температуры увеличивают степень гидролиза.

19 билет

1. 2H₂O₂+2KMnO₄+2H₂SO₄=K₂SO₄+2MnSO₄+4H₂O+2O₂

2. H₂O₂+KMnO₄+H₂SO₄=K₂SO₄+MnSO₄+H₂O+O₂ (надо уравнять методом баланса)

3. Элементы 7 группы главной подгруппы это галогены. К ним относятся:

(F₂),Cl(Cl₂),Br(Br₂),I(I₂),At, но т.к At-редкий и радиоактивный элемент его свойства плохо изучены, и обычно говоря о галогенах At- не рассматривают.

В ряду от F и I увеличивается количество энергетических уровней (электронных слоев), увеличивается заряд ядра, увеличивается атомная масса, радиус атома, восстановительные свойства, способность отдавать электроны, металлические свойства (основные свойства) сила галогеноводородных кислот в следствии ослабления связи между водородом и галогеном.

Уменьшаются окислительные свойства, способность принимать электроны, неметаллические свойства, электроотрицательность,кислотный характер оксидов. Неизменяется количество валентных электронов которая равна (7).Фтор самый сильный неметалл, который всегда принимает 1 электрон, и переходит в степень окисление в -1.Положительная степень окисления у него не может. Для всех остальных галогенов т.е для Cl, Br,I кроме степени окисления -1 также характерно степень окисления: +1,+3,+5,+7 +7-максимальная степень окисления.