Файл: Федеральное агентство по образованию московский государственный университет технологий и управления.docx
ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 30.11.2023
Просмотров: 51
Скачиваний: 1
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
СОДЕРЖАНИЕ
«Московский государственный университет технологий
и управления имени К.Г. Разумовского»
ОСНОВЫ ОБЩЕЙ И НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ
Студент_____________________________________________
Направление_________________________________________
Курс, форма обучения_________________________________
Шифр_______________________________________________
Преподаватели_______________________________________
SО4 = Cr2(SO4)3+6H2O
2Cr(OH3)+6H+ + 3SO4-2=2Cr3+ + 3SO4 -2+ 6H2O
2Cr(OH)3+6H+=2Cr3+ +6H2O
2) Сг(ОН)3 + NaOH = не идет реакция
3. рН раствора разно 4 . Что надо прибавить к раствору, чтобы
получить значение рН равное 7? а) кислоту, б) воду, в)
щелочь (подчеркните).
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ.
Таблица 3.
Соль образована а) анион щелочь и слабая рН>7
Сильным однозарядный: кислота
основанием и KCN,
7
Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием (NaCl, KNO3, K2SO4 и др.) гидролизу не подвергаются, рН таких
растворов равен 7.
Примеры составления уравнений реакции гидролиза солей: K2S + Н2O ↔ KHS + КОН; S2- + Н2О ↔ HS- + ОН- ; рН>7
А1С13 + Н2O ↔ ALOHCl2 + НCl ; Al
3++ Н2О ↔ АlOН2+ + Н+
Опыт 1. Гидролиз солей. К раствору соли в пробирку прибавляют 1-2 капли индикатора и наблюдают изменение окраски.
а) Соль сильного основания и сильной кислоты:
NaCl + Н2О ↔ NaOH + HCl
лакмус окрасился в фиолетовый цвет, реакция среды - кислая
рН < 7
б) Соль сильного основания и слабой кислоты.
CH3COONa + H2O ↔ CH3COOH + NaOH
лакмус окрасился в синий цвет, реакция среды – щелочная
рН > 7
8
K2CO3 + H2O ↔ KHCO3 + KOH
лакмус окрасился в синий цвет, реакция среды – щелочная
рН > 7
в) Соль слабого основания и сильной кислоты
ZnCl2 + H2O ↔ Zn(OH)2 + 2HCl
лакмус окрасился в красный цвет, реакция среды - кислая
рН < 7
г) Соль слабого основания и слабой кислоты
CH3COONH4 + H2O ↔
лакмус окрасился в фиолетовый цвет, реакция среды - нейтральная
Вывод: таким образом, проведя такие реакции можно узнать среду реакции и ее рН по изменению окраски лакмуса.
Опыт 2. Необратимый гидролиз. При смешивании растворов солей наблюдается образование осадка и выделение газа
Al2(SO4)3+ 3(NH4)2S + 3Н2O = 3(NH4)2SO4 + 2Al(OH)3 ↓+ 3H2S↑
Наблюдения и вывод: При смешивании растворов солей наблюдается образование осадка и выделение газа.
Упражнения.
9
а) кислая, б) нейтральная, в) щелочная (подчеркните).
3 Какая из приведенных солей при гидролизе образует кислую
соль:
a) ZnSO4 6) Na3PO4 в) NH4C1 (подчеркните).
4 Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза солей: K2S03, Cu(N03)2 ;
1)
ПЕРВАЯ СТАДИЯ (СТУПЕНЬ) ГИДРОЛИЗА
Молекулярное уравнение
K2SO3 + HOH ⇄ KHSO3 + KOH
Полное ионное уравнение
2K+ + SO32- + HOH ⇄ K+ + HSO3- + K+ + OH- Сокращенное (краткое) ионное уравнение
SO32- + HOH ⇄ HSO3- + OH-
ВТОРАЯ СТАДИЯ (СТУПЕНЬ) ГИДРОЛИЗА
Молекулярное уравнение
KHSO3 + HOH ⇄ H2SO3 + KOH
Полное ионное уравнение
K+ + HSO3- + HOH ⇄ H2SO3 + K+ + OH-
Сокращенное (краткое) ионное уравнение HSO3- + HOH ⇄ H2SO3 + OH-
СРЕДА И PH РАСТВОРА СУЛЬФИТА КАЛИЯ В результате гидролиза образовались гидроксид-ионы (OH-), поэтому раствор имеет щелочную среду (pH > 7).
2)
ПЕРВАЯ СТАДИЯ (СТУПЕНЬ) ГИДРОЛИЗА
Молекулярное уравнение
Cu(NO3)2 + HOH ⇄ CuOHNO3 + HNO3
Полное ионное уравнение
Cu2+ + 2NO3- + HOH ⇄ CuOH+ + NO3- + H+ + NO3-
Сокращенное (краткое) ионное уравнение
Cu2+ + HOH ⇄ CuOH+ + H+
ВТОРАЯ СТАДИЯ (СТУПЕНЬ) ГИДРОЛИЗА
Молекулярное уравнение
CuOHNO3 + HOH ⇄ Cu(OH)2 + HNO3
Полное ионное уравнение
CuOH+ + NO3- + HOH ⇄ Cu(OH)2 + H+ + NO3-
Сокращенное (краткое) ионное уравнение
CuOH+ + HOH ⇄ Cu(OH)2 + H+
СРЕДА И PH РАСТВОРА НИТРАТА МЕДИ (II) В результате гидролиза образовались ионы водорода (H+), поэтому раствор имеет кислую среду (pH < 7).
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ.
Для облегчения составления правой части уравнения окислительно-восстановительных реакций ниже приводятся таблицы.
Таблица 4.
Важнейшие восстановители.
Таблица 5.
Важнейшие окислители.
Таблица 6
Взаимодействие металлов с азотной кислотой.
Взаимодействие металлов с кислотами и со щелочами. Кусочек металла помещают в пробирку и прибавляют раствор кислоты или щелочи.
Zn + 2 НСl (разб.) = ZnCl2 + H2 ↑
Сu + 2 НС1 = H2 ↑ + CuCl2
Fe + H2SO4 (разб.) = FеSO 4 + H2 ↑
2Fe + 6 H2SO4 (конц.) = Fe2 (SO4)3 + 3SO2 + 6 H2O
Сu + 4 HNO3 (конц.) = Cu (NO3)2 +2 NO2↑+ 2H2O
3 Сu + 8 HNO3 (разб.) = 3 Cu (NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
11
Вывод: по вышеуказанным реакциям можно сделать вывод, что в продуктами реакции является выделение газа или вода.
Zn + 2NaOH (конц.) = H2 + Na2ZnO2
2Al + 2NaOH + 6H2O = 2 Na[Al(OH)4] +3H2 ↑
Упражнения. Закончите уравнения реакций и подберите к ним коэффициенты с помощью электронных схем:
1. K2Сг
2O7 + 14 HCL = 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O
2. 2KMnO4 + 5K2S +3H2SО4 = 2MnSO4 + 5S + K2SO4 + 8H2O
3. 3Сl2 + 6КОН -> КСlO3 + 5KСl + 3Н2O
4. 2КСrO2 + 3Вr2 + 8КОН = 6KBr +2 K2CrO4 + 4H2O
5. 2КМnO4 + 10FeSO4 + 8H2SО4 = 5Fe2(SO4)3 + 2 MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O
12
6.Сu+2 Н2SO4(конц.) = CuSO4 + SO2 + 2H2O
7. 4Mg + 10 HNО3(paзб.) = 4 Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O
8. 2 КМnО4 + 16 HC1 = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O
ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИИ.
Ряд напряжения металлов.
K/K+ Ba/Ba2+ Ca/Ca2+ Na/Na+ Mg/Mg2+ Al/Al3+ Mn/Mn2+
-2,92 -2,90 -2,87 -2,71 -2,37 -1,70 -1,18
Zn/Zn2+ Fe/Fe2+ Co/Co2+ Ni/Ni2+ Sn/Sn2+ Pb/Pb2+
-0,76 -0,44 -0,28 -0,25 -0,14 -0,13
H22H+ Cu/Cu2+ Ag/Ag+ Hg/Hg2+ Pt/Pt2+ Au/Au+
0,00 +0,34 +0,80 +0,85 +1,20 +1,50
Гальванический элемент.
Cu Сборка гальванического элемента
/ - /Zn/ ZnSO4// Cu SO4/ Cu / +/
13
Составить уравнение для процессов, происходящих на электрода гальванического элемента
э.д.с.= Е° Cu/Cu2+ - Е° Zn/Zn2
Анод (–) Zn – 2е = Zn(2+) | 1 – окисление на аноде
Катод (+) Cu(2+) + 2e = Cu↓ | 1 – восстановление на катоде
Суммируя реакции на аноде и катоде, получаем уравнение токообразующей реакции, которое в ионной форме, выражает происходящую в элементе реакцию.
Zn + Cu(2+) → Zn(2+) + Cu↓
Упражнения.
1. Напишите электронные схемы и уравнение реакции, лежащие в основе работы гальванического элемента: Pb/ PbNO
2Cr(OH3)+6H+ + 3SO4-2=2Cr3+ + 3SO4 -2+ 6H2O
2Cr(OH)3+6H+=2Cr3+ +6H2O
2) Сг(ОН)3 + NaOH = не идет реакция
3. рН раствора разно 4 . Что надо прибавить к раствору, чтобы
получить значение рН равное 7? а) кислоту, б) воду, в)
щелочь (подчеркните).
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ.
Таблица 3.
| Характер соли | Примеры солей | Продукты гидролиза | Реакция среды |
Соль образована а) анион щелочь и слабая рН>7
Сильным однозарядный: кислота
основанием и KCN,
7
| слабой кислотой | CH3COONa б) анион многозарядный: K2S, Na3PO4 | щелочь и кислая соль | рН>7 |
| Соль образована сильной кислотой и слабым основанием | а) катион однозарядный: NH4Cl, AgNO3 б) катион многозарядный: Рb(NOз)2, СгСl3 | кислота и слабое основание кислота и основная соль | рН<7 рН<7 |
Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием (NaCl, KNO3, K2SO4 и др.) гидролизу не подвергаются, рН таких
растворов равен 7.
Примеры составления уравнений реакции гидролиза солей: K2S + Н2O ↔ KHS + КОН; S2- + Н2О ↔ HS- + ОН- ; рН>7
А1С13 + Н2O ↔ ALOHCl2 + НCl ; Al
3++ Н2О ↔ АlOН2+ + Н+
Опыт 1. Гидролиз солей. К раствору соли в пробирку прибавляют 1-2 капли индикатора и наблюдают изменение окраски.
а) Соль сильного основания и сильной кислоты:
NaCl + Н2О ↔ NaOH + HCl
лакмус окрасился в фиолетовый цвет, реакция среды - кислая
рН < 7
б) Соль сильного основания и слабой кислоты.
CH3COONa + H2O ↔ CH3COOH + NaOH
лакмус окрасился в синий цвет, реакция среды – щелочная
рН > 7
8
K2CO3 + H2O ↔ KHCO3 + KOH
лакмус окрасился в синий цвет, реакция среды – щелочная
рН > 7
в) Соль слабого основания и сильной кислоты
ZnCl2 + H2O ↔ Zn(OH)2 + 2HCl
лакмус окрасился в красный цвет, реакция среды - кислая
рН < 7
г) Соль слабого основания и слабой кислоты
CH3COONH4 + H2O ↔
лакмус окрасился в фиолетовый цвет, реакция среды - нейтральная
Вывод: таким образом, проведя такие реакции можно узнать среду реакции и ее рН по изменению окраски лакмуса.
Опыт 2. Необратимый гидролиз. При смешивании растворов солей наблюдается образование осадка и выделение газа
Al2(SO4)3+ 3(NH4)2S + 3Н2O = 3(NH4)2SO4 + 2Al(OH)3 ↓+ 3H2S↑
Наблюдения и вывод: При смешивании растворов солей наблюдается образование осадка и выделение газа.
Упражнения.
-
Какая из приведенных солей при гидролизе не подвергается гидролизу: a) K2S б) NaNO3 в) СгС13 (подчеркните).
-
Какая реакция среды будет ггоя растворении в золе соля Fe(NO3)3:
9
а) кислая, б) нейтральная, в) щелочная (подчеркните).
3 Какая из приведенных солей при гидролизе образует кислую
соль:
a) ZnSO4 6) Na3PO4 в) NH4C1 (подчеркните).
4 Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза солей: K2S03, Cu(N03)2 ;
1)
ПЕРВАЯ СТАДИЯ (СТУПЕНЬ) ГИДРОЛИЗА
Молекулярное уравнение
K2SO3 + HOH ⇄ KHSO3 + KOH
Полное ионное уравнение
2K+ + SO32- + HOH ⇄ K+ + HSO3- + K+ + OH- Сокращенное (краткое) ионное уравнение
SO32- + HOH ⇄ HSO3- + OH-
ВТОРАЯ СТАДИЯ (СТУПЕНЬ) ГИДРОЛИЗА
Молекулярное уравнение
KHSO3 + HOH ⇄ H2SO3 + KOH
Полное ионное уравнение
K+ + HSO3- + HOH ⇄ H2SO3 + K+ + OH-
Сокращенное (краткое) ионное уравнение HSO3- + HOH ⇄ H2SO3 + OH-
СРЕДА И PH РАСТВОРА СУЛЬФИТА КАЛИЯ В результате гидролиза образовались гидроксид-ионы (OH-), поэтому раствор имеет щелочную среду (pH > 7).
2)
ПЕРВАЯ СТАДИЯ (СТУПЕНЬ) ГИДРОЛИЗА
Молекулярное уравнение
Cu(NO3)2 + HOH ⇄ CuOHNO3 + HNO3
Полное ионное уравнение
Cu2+ + 2NO3- + HOH ⇄ CuOH+ + NO3- + H+ + NO3-
Сокращенное (краткое) ионное уравнение
Cu2+ + HOH ⇄ CuOH+ + H+
ВТОРАЯ СТАДИЯ (СТУПЕНЬ) ГИДРОЛИЗА
Молекулярное уравнение
CuOHNO3 + HOH ⇄ Cu(OH)2 + HNO3
Полное ионное уравнение
CuOH+ + NO3- + HOH ⇄ Cu(OH)2 + H+ + NO3-
Сокращенное (краткое) ионное уравнение
CuOH+ + HOH ⇄ Cu(OH)2 + H+
СРЕДА И PH РАСТВОРА НИТРАТА МЕДИ (II) В результате гидролиза образовались ионы водорода (H+), поэтому раствор имеет кислую среду (pH < 7).
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ.
Для облегчения составления правой части уравнения окислительно-восстановительных реакций ниже приводятся таблицы.
Таблица 4.
Важнейшие восстановители.
| Восстановленная форма | Окисленная форма |
| Na2SО3 KNО2 H2S (K2S) HCl (H гал) KJ FeSО4 KCrO2 | Na2SО4 KNO3 S Cl2 (гал2) J2 Fe2(SО4)3 К2СrO4 |
Таблица 5.
Важнейшие окислители.
| Окисленная форма | Восстановленная форма |
| H2SO4   H2OK   MnO4 KOH H2SO4K  2Cr2O7 HClKOH KOH | MnSО4 MnО2 K2MnO4 Cr2(SО4)3 CrCl3 KCrO2 |
Таблица 6
Взаимодействие металлов с азотной кислотой.
| Восстановители | Продукты восстановления азотной кислотой | ||
| HNО3 конц. | HNО3 разб. | HNО3 оч.разб. | |
| Малоактивные металлы: Си, Ag, Рb и др. Активные металлы: Mg, Ca, Zn и др. Некоторые металлы: Fe, Сг, Аl и др. | NO2 NO2 Пассивируются | NO N2, N2O NO, N2O | NO NH4NO3 N2 |
Взаимодействие металлов с кислотами и со щелочами. Кусочек металла помещают в пробирку и прибавляют раствор кислоты или щелочи.
Zn + 2 НСl (разб.) = ZnCl2 + H2 ↑
Сu + 2 НС1 = H2 ↑ + CuCl2
Fe + H2SO4 (разб.) = FеSO 4 + H2 ↑
2Fe + 6 H2SO4 (конц.) = Fe2 (SO4)3 + 3SO2 + 6 H2O
Сu + 4 HNO3 (конц.) = Cu (NO3)2 +2 NO2↑+ 2H2O
3 Сu + 8 HNO3 (разб.) = 3 Cu (NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
11
Вывод: по вышеуказанным реакциям можно сделать вывод, что в продуктами реакции является выделение газа или вода.
Zn + 2NaOH (конц.) = H2 + Na2ZnO2
2Al + 2NaOH + 6H2O = 2 Na[Al(OH)4] +3H2 ↑
Упражнения. Закончите уравнения реакций и подберите к ним коэффициенты с помощью электронных схем:
1. K2Сг
2O7 + 14 HCL = 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O
2. 2KMnO4 + 5K2S +3H2SО4 = 2MnSO4 + 5S + K2SO4 + 8H2O
3. 3Сl2 + 6КОН -> КСlO3 + 5KСl + 3Н2O
4. 2КСrO2 + 3Вr2 + 8КОН = 6KBr +2 K2CrO4 + 4H2O
5. 2КМnO4 + 10FeSO4 + 8H2SО4 = 5Fe2(SO4)3 + 2 MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O
12
6.Сu+2 Н2SO4(конц.) = CuSO4 + SO2 + 2H2O
7. 4Mg + 10 HNО3(paзб.) = 4 Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O
8. 2 КМnО4 + 16 HC1 = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O
ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИИ.
Ряд напряжения металлов.
K/K+ Ba/Ba2+ Ca/Ca2+ Na/Na+ Mg/Mg2+ Al/Al3+ Mn/Mn2+
-2,92 -2,90 -2,87 -2,71 -2,37 -1,70 -1,18
Zn/Zn2+ Fe/Fe2+ Co/Co2+ Ni/Ni2+ Sn/Sn2+ Pb/Pb2+
-0,76 -0,44 -0,28 -0,25 -0,14 -0,13
H22H+ Cu/Cu2+ Ag/Ag+ Hg/Hg2+ Pt/Pt2+ Au/Au+
0,00 +0,34 +0,80 +0,85 +1,20 +1,50
Гальванический элемент.
Cu Сборка гальванического элемента/ - /Zn/ ZnSO4// Cu SO4/ Cu / +/
13
Составить уравнение для процессов, происходящих на электрода гальванического элемента
э.д.с.= Е° Cu/Cu2+ - Е° Zn/Zn2
Анод (–) Zn – 2е = Zn(2+) | 1 – окисление на аноде
Катод (+) Cu(2+) + 2e = Cu↓ | 1 – восстановление на катоде
Суммируя реакции на аноде и катоде, получаем уравнение токообразующей реакции, которое в ионной форме, выражает происходящую в элементе реакцию.
Zn + Cu(2+) → Zn(2+) + Cu↓
Упражнения.
1. Напишите электронные схемы и уравнение реакции, лежащие в основе работы гальванического элемента: Pb/ PbNO