Файл: Методические указания и задания к занятиям семинарского типа, контрольной и самостоятельной работе по дисциплине Неорганическая химия.docx

Методические указания
Электролитическая диссоциация. Приступая к выполнению заданий 51–60, изучите теоретический материал в любом рекомендуемом учебном пособии и ознакомьтесь с таблицами 6–8 Приложения.

По значению степени диссоциации () в таблице 7 Приложения определите силу электролитов. При   30 % электролит считается сильным; при  3 % – слабым.

Составляя уравнения реакций, помните, что:

а) сильные электролиты в водных растворах присутствуют преимущественно в виде ионов, а слабые – в виде молекул;

б) при взаимодействии амфотерных гидроксидов со щелочью получаются гидроксокомплексы.

Все уравнения реакций пишите в молекулярном и ионном виде. Составляя молекулярное уравнение реакции, отметьте соответствующими знаками нерастворимые и газообразные вещества. Помните также, что формулу молекулы воды записывают только в молекулярном виде, кислоты H₂CO₃ и H₂SO₃  термически нестойкие вещества и распадаются на молекулы воды и молекулы диоксидов углерода и серы.

Например: ВaCI₂ + Na₂SO₃ .
1. Молекулярное уравнение:

BaCI₂ + Na₂SO₃ = BaSO₃ + 2 NaCI.

2. Полное ионное уравнение:

Ba ^{2 } + 2 CI ^ + 2 Na ^ + SO₃ ^{2 } = BaSO₃ + 2 Na ^ + 2 CI ^.

3. Сокращенное ионное уравнение:

Ba ^{2 } + SO₃ ^{2 } = BaSO₃.
Гидролиз солей. Для правильного выполнения задания (В) изучите теоретический материал данной темы, уясните ее основные положения и учтите предложенные рекомендации.

Гидролиз соли  это процесс взаимодействия ее ионов с молекулами воды, в результате чего образуются слабо диссоциирующие частицы и изменяется реакция среды раствора (в растворе соли накапливаются ионы Н ^ или ОН ^).

С молекулами воды реагируют только средне поляризующие ионы (катионы слабых оснований и анионы слабых кислот).

Средне поляризующие катионы, взаимодействуя с молекулами воды, отрывают от них ионы ОН ^. Оставшиеся в растворе соли ионы Н ^ создают кислую реакцию среды, в которой рН  7.

Средне поляризующие анионы, взаимодействуя с молекулами воды, отрывают от них и притягивают к себе ионы Н

---

^, а в растворе остаются ионы ОН ^, обусловливая щелочную реакцию среды, в которой рН  7.

Не взаимодействуют с молекулами воды слабо поляризующие ионы (катионы сильных оснований и анионы сильных кислот). Реакция среды водных растворов таких солей нейтральная и рН = 7.

Гидролиз солей  процесс обратимый (в большинстве случаев), поэтому в уравнениях реакций ставится знак обратимости [ ].

Составляя уравнения реакций гидролиза, соблюдайте следующий порядок записи уравнений и пояснений:

а) составьте схему процесса диссоциации соли и, используя таблицу 9 Приложения, определите поляризующую способность ионов данной соли;

б) напишите уравнение реакции взаимодействия средне поляри-зующего иона с молекулой воды, обозначив ее [НОН]; при этом может образоваться либо нейтральная молекула, либо ион, знак заряда которого совпадает со знаком заряда исходного иона, но величина его на единицу меньше;

в) укажите ион воды (Н ^ или ОН ^), характеризующий реакцию среды раствора данной соли, и по таблице 11 Приложения определите значение его рН;

г) по природе средне поляризующего иона определите тип гидролиза (гидролиз по катиону, по аниону, полный гидролиз или отсутствие гидролиза);

д) на основании ионного уравнения составьте молекулярное уравнение реакции гидролиза соли и в случае необходимости расставьте коэффициенты;

е) укажите тип исходной соли и природу полученных продуктов;

ж) отметьте окраску индикаторов в растворе данной соли, используя таблицу 10 Приложения.

Так как гидролиз соли  процесс обратимый, то возможно усиление гидролиза (смещение равновесия вправо) и его подавление (смещение равновесия влево). К условиям усиления гидролиза относятся: нагревание раствора соли или разбавление его водой. Следовательно, для подавления гидролиза соли ее раствор следует охладить или добавить кислоты (в случае создания кислой реакции среды) или щелочи (в случае создания щелочной реакции среды).

Количественной характеристикой гидролиза той или иной соли является константа гидролиза [К _г].

Константа гидролиза соли равна отношению величины ионного произведения воды [К_В] к значению константы диссоциации слабой кислоты [К к-ты] или к значению константы диссоциации слабого основания [К осн.].

---

Математическое выражение константы гидролиза определяется типом гидролизуемой соли (см. таблицу ниже).

Тип гидролизуемой соли и выражение константы гидролиза
Гидролиз соли по аниону	Гидролиз соли по катиону
Соль образована средне поляризующим анионом и слабо поляризующим катионом	Соль образована средне поляризующим катионом и слабо поляризующим анионом
К г ан. = К В / К к-ты	К г кат. = К В / К осн.

При вычислении значения константы гидролиза соли используйте данные таблиц 8 и 11 Приложения. При этом учтите, что в таблице 8 Приложения следует выбрать значение константы диссоциации той кислоты или того основания, которые получаются при взаимодействии средне поляризующего иона данной соли с молекулой воды.

Ответы на второй и третий вопросы задания приведите по схеме:
Пример 1. Гидролиз соли Nа₃AsО₄.
1. Диссоциация соли, определение природы ее ионов:

Na₃AsO₄ 3Nа ^ + AsO₄ ^{3 }

слабо средне

поляризующие ионы
2. Взаимодействие ионов соли с молекулами воды, определение реакции среды, значения рН раствора и типа гидролиза соли.
3Na ^ + HOH  реакция не идет (3 Na ^);

AsO₄ ^{3 } + HOH HAsO₄ ^{2 } + OH ^: среда щелочная, рН  7, гидролиз по аниону.
3. Молекулярное уравнение реакции гидролиза, природа и название исходных и полученных веществ:
Na₃AsO₄ + H₂O Na₂HAsO₄ + NaOH.

средняя соль кислая соль щелочь

арсенат гидроарсенат гидроксид

натрия натрия натрия
4. Окраска индикаторов: лакмус  синий, метилоранж  желтый,
фенолфталеин  малиновый.

5. Усиление и подавление гидролиза соли:
а) усиление гидролиза  нагревание раствора соли

---

, разбавление его водой;

б) подавление гидролиза  охлаждение раствора соли, добавление раствора щелочи.
6. Вычисление константы гидролиза:

а) схема взаимодействия аниона соли с молекулой воды:

AsO₄ ^{3 } + HOH HAsO₄ ^{2 } + ОН ^;

б) значение К _В (табл. 11): К _В = 10 ^{ 14};

в) значение К к-ты (табл. 8): К (HAsO₄ ^{2 }) = 3,16·10 ^{ 12};

г) вычисление константы гидролиза (К _г):

К _г = К _В / К к-ты = 10 ^{ 14} / 3,16·10 ^{ 12} = 3,16·10 ^{ 3}.
Пример 2. Гидролиз соли BeSO₄.
1. Диссоциация соли и определение природы ее ионов:
BeSO₄ Be ^{2 } + SO₄ ^{2 }

средне слабо

поляризующие ионы
2. Взаимодействие ионов соли с молекулами воды, определение реакции среды, значения рН раствора и типа гидролиза соли.
Be ^{2 } + НОН BeOH ^ + H ^; среда кислая, рН  7,

гидролиз по катиону;

SO₄ ^{2 } + НОН  реакция не идет (SO₄ ^{2 }).
3. Молекулярное уравнение реакции гидролиза, природа и название исходных и полученных веществ:
2 BeSO₄ + 2 Н₂О ()₂SO₄ + Н₂SO₄.

средняя соль основная соль кислота

сульфат гидроксосульфат серная

бериллия бериллия
4. Окраска индикаторов: лакмус  красный, метилоранж  красный, фенолфталеин  бесцветный.

5. Усиление и подавление гидролиза:

а) усиление гидролиза  нагревание раствора соли, разбавление его водой;

б) подавление гидролиза  охлаждение раствора соли, добавление раствора кислоты.

6. Вычисление константы гидролиза:

а) схема взаимодействия катиона соли с молекулой воды:

Be ^{2 } + НОН BeOH ^ + Н ^:

б) значение К _В (табл.11): К _В = 10^{ 14};

в) значение К осн. (табл. 8): К (BeOH ^) = 5,00·10 ^{ 11};

г) вычисление константы гидролиза  К _г:

К _г = К _В / К осн. = 10 ^{ 14} / 5,00·10 ^{ 11} = 2,00·10 ^{ 4}.
Пример 3. Гидролиз соли NiSiO

---

₃ (полный гидролиз).

Уравнение реакции гидролиза соли, образованной средне поляризующими ионами, пишут в молекулярном виде и вследствие необратимости реакции в уравнении ставят знак равенства [=]:
NiSiO₃ + 2 H₂O = Ni(OH)₂ + H₂SiO₃.

средняя соль гидроксид кислота

силикат никеля никеля кремниевая
4.6. Химия элементов и их соединений
Задания 61 70
Вопросы заданий

1. Указать положение неметалла (А) в периодической системе Д.И. Менделеева. Отметить его природные соединения и описать физические и химические свойства. Назвать состав и области применения наиболее важных соединений указанного неметалла.

2. Сравнить восстановительные свойства атомов металла (Б) и окислительные свойства его ионов и составить уравнения возможных реакций взаимодействия указанного металла с реагентами (В).

3. Описать способы получения металла и отметить области его применения.

4. Составить уравнения реакций получения гидроксида (Г), отметить его кислотно-основную природу и описать химические свойства.

№ зада-ния	Неметалл		Металл		Реагенты	Гидроксид
	А		Б		В	Г
61	Фосфор		Железо		Хлор, серная кислота (разб.), нитраты магния и свинца(II)	Гидроксид лития
62	Хлор		Алюминий		Кислород, соляная кислота, хлориды железа (III) и висмута(III)	Гидроксид свинца(II)
63	Германий		Висмут		Бром, азотная кислота (разб.), нитрат цинка, сульфат меди(II)	Гидроксид хрома(III)
64	Йод		Олово		Сера, серная кислота (разб.), нитраты калия и свинца(II)	Гидроксид натрия
65	Сера		Марганец		Хлор, соляная кислота, нитраты алюминия и кадмия	Гидроксид олова(II)
66	Углерод		Магний		Бром, азотная кислота (разб.), фосфат натрия, хлорид цинка	Гидроксид цинка
67	Азот	Цинк		Хлор, серная кислота (конц.), сульфат магния и хлорид кобальта(II)		Гидроксид алюминия
68	Кремний	Хром		Сера, соляная кислота, хлориды калия и висмута(III)		Гидроксид калия
69	Мышьяк	Свинец		Кислород, азотная кислота (конц.), сульфаты натрия и меди(II)		Гидроксид меди(II)
70	Кислород	Кобальт		Хлор, серная кислота (разб.), хлориды кальция и висмута(III)		Гидроксид цезия

---