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++S2- S2-+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++SO32- SO32-+H++OH=HSO3- + OH- щелочная среда, гидролиз по аниону Na2SO3+H2O=NaHSO3+NaOH 4)Al2(SO4)3=2Al3++3SO42- Al3++H++OH- =AlOH2++H+ кислая среда, гидролиз по катиону Al2(SO4)3+2H2O=2AlOHSO4+H2SO4 5) Cr2S3=2Cr3++3S2- Cr3++S2-+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+ + S2- → 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+ + НРO2-4 (вторая ступень) – гидроортофосфат ион НРО2-4 ↔ Н+ + PОЗ-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 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+ SO2-4; Na3PO 4 -> 3 Na + + PO 3- 4 Кислые же и основные соли диссоциируют ступенчато: Например,
Диссоциация воды является эндотермической реакцией (см. эндотермическая реакция), т. е. идущей с поглощением теплоты из окружающей среды. Известный способ диссоциации воды: 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+ + S2- (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 КH2O = 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:
Для серы характерны несколько аллотропных модификаций:
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): CO32- + H2O àHCO32- + 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+ + 3S2- +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.
|