Файл: Учебнометодическое пособие Тюмень, 2018 удк 54 н 24. 1 Рецензенты.docx
ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 11.01.2024
Просмотров: 289
Скачиваний: 1
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
-14. Например, если концентрация [HO-] увеличится до 10-3, то концентрация [H+] упадет до 10-11.
Из сказанного выше понятно, что в кислых растворах концентрация [H+] больше 10-7, в щелочных меньше 10-7, в нейтральных равна 10-7. Соответственно, концентрация [HO-] в кислых растворах меньше 10-7, в щелочных больше 10-7, в нейтральных также равна 10-7.
Для количественной характеристики кислотности раствора «придумали» водородный показатель pH – отрицательный десятичный логарифм концентрации катионов водорода
pH = -lg[H+]
рН=7 – нейтральная среда
рН˃7- щелочная среда
рН˂7- кислая среда
6.3. Гидролиз солей
Гидролиз солей — взаимодействие ионов соли с водой, в результате, которого образуются малодиссоциируемые соединения (ионы или молекулы) и изменяется реакция среды.
Гидролизу подвергаются три типа солей:
Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются (NaCl, К2SО4, Ba(N03)2).
Уравнение диссоциации воды, в результате которого образуются гидроксид-ион и ион водорода, записывается следующим образом:
H2O ↔ H+ + OH—.
Однако вода малодиссоциирующее соединение, поэтому выше написанное уравнение в некоторой степени условно. Можно обозначать воду как HOH.
Существует несколько вариантов записи уравнений гидролиза солей. В первом случае первоначально указывают продукты диссоциации соли и воды, после чего – полное и сокращенное ионное уравнения гидролиза и, наконец, его же, но в молекулярном виде. Рассмотрим на примере гидролиза ацетата натрия (CH3COONa) – одноосновной соли, образованной слабой кислотой – уксусной (CH3COOH) и сильным основанием – гидроксидом натрия (NaOH). Гидролиз всегда (!) протекает по слабому иону (в данном случае – аниону).
CH3COONa ↔ CH3COO— + Na+ (1).
H2O ↔ H+ + OH— (2).
CH3COO— + Na+ + H+ + OH— ↔ CH3COOH + NaOH (3).
CH3
COONa + H2O ↔ CH3COOH + NaOH (4).
В данном случае полное и сокращенное ионное уравнения совпали (3). Образование в продуктах реакции NaOH свидетельствует о наличии щелочной среды. Если бы гидролизующаяся соль была двухосновной, как, например, ZnSO4, то уравнение гидролиза можно было бы записать для двух ступеней. Рассмотрим второй вариант записи уравнения на этом примере:
ZnSO4 ↔ Zn2+ + SO42-.
Соль образована сильной кислотой и слабым основанием, следовательно, гидролиз протекает по катиону:
Zn2+ + HOH ↔ ZnOH+ + H+.
ZnSO4 + HOH ↔ (ZnOH)2SO4 + H2SO4.
Это первая ступень гидролиза. Наличие ионов водорода свидетельствует о кислотном характере среды.
Теоретически (!) возможна вторая ступень гидролиза:
ZnOH+ + HOH ↔ Zn(OH)2 + H2SO4.
(ZnOH)2SO4 + HOH ↔ Zn(OH)2 + H2SO4.
Гидролиз – обратимая реакция, о чем при записи уравнения свидетельствует двойная стрелка (↔). Между веществами устанавливается химическое равновесие. Это говорит о том, что соль подвергается гидролизу не полностью, а только некоторая его часть, которую принято называть степенью гидролиза. Это безразмерная величина, зависящая от константы равновесия, концентрации раствора и температуры.
Чтобы вывести формулу для расчета константы гидролиза, запишем уравнение гидролиза соли в общем виде. Пусть МА – соль, образованная основанием МОН и кислотой НА.
МА + H2O ↔ МОН + НА.
Тогда константа равновесия будет выглядеть следующим образом:
Кр = [МОН]×[НА]/[МА]×[H2O].
Известно, что концентрация воды в разбавленных растворах – величина постоянная:
K×[H2O]=Kg.
Получаем:
Kg = [МОН]×[НА]/[МА] – константа гидролиза.
Эта величина позволяет выявить степень подверженности соли гидролизу. Чем выше ее значение, тем при одинаковых температуре и концентрации раствора протекает гидролиз данной соли.
6.4. Вопросы для самоконтроля
1.Что такое раствор?
2. В чем сущность процесса электролитической диссоциации?
3. Степень диссоциации. Формула расчета.
4. Константа диссоциации.
5. Как проходит диссоциация кислот, оснований, солей?
6.5.Контрольные задания
61. Какие системы называются растворами? Что у них общего со смесями? Водные растворы и их значение в жизни растений и животных.
62. Каковы причины образования растворов? Какова природа взаимодействия веществ в растворах? Что такое электролитическая диссоциация? Какова роль растворителя в процессе электролитической диссоциации? Какие вещества называют электролитами, неэлектролитами? Приведите примеры.
63.Что называется степенью электролитической диссоциации? Как зависит степень электролитической диссоциации от концентрации и температуры раствора? Что такое константа диссоциации? От каких факторов она зависит? Какова взаимосвязь между степенью диссоциации и константой диссоциации?
64.Какие соединения называются кислотами и основаниями с точки зрения электролитической диссоциации? Чем обуславливается сравнительная сила кислот и оснований?
65.Какие гидроксиды называются амфотерными? Напишите примеры уравнений их диссоциации в кислой и щелочной средах.
66.Что определяет направление течения реакции между электролитами в растворе? В каких случаях эти реакции идут до конца (необратимо), в каких обратимо? Приведите примеры.
67.Сформулируйте правила написания ионных уравнений. Какими таблицами и как следует пользоваться при написании уравнений?
68.Что называется ионным произведением воды? Чему оно равно? Дайте вывод выражения ионного произведения воды (Кв). Как влияет температура на ионное произведение воды?
69.Что такое pH, pOH? Какими величинами pH характеризуется нейтральная, кислая и щелочная среда? Как рассчитывать pH растворов сильных и слабых кислот и оснований?
70.Определите рН 0,1н раствора соляной кислоты.
71-80. В соответствии с номером вашего задания заполните пропуски в таблице 9. Например, в задаче 76 надо найти молярную и нормальную концентрацию 10%-ого раствора CuSO
4 (плотность раствора 1,1 г/мл).
Таблица 9
81-90. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза приведенных в вашем задании солей. Укажите реакцию среды в растворе соли. Напишите выражения для константы гидролиза.
81. Хлорид магния, сульфит натрия.
82. Нитрат меди, карбонат калия.
83. Сульфат алюминия, силикат натрия.
84. Хлорид железа (III), сульфид натрия.
85. Сульфат аммония, цианид калия.
86. Хлорид аммония, сульфид бария.
87. Сульфат марганца (II), карбонат калия.
88. Нитрат алюминия, ацетат натрия.
89. Хлорид цинка, силикат калия.
90. Сульфат железа (II), фосфат калия.
Глава
7. Комплексные соединения
Как известно, металлы имеют свойство терять электроны и, тем самым, образовывать катионы. Положительно заряженные ионы металлов могут находиться в окружении анионов или нейтральных молекул, образуя частицы, называемые комплексными и способные к самостоятельному существованию в кристалле или растворе. А соединения, содержащие в узлах своих кристаллов комплексные частицы, называются комплексными соединениями.
Из сказанного выше понятно, что в кислых растворах концентрация [H+] больше 10-7, в щелочных меньше 10-7, в нейтральных равна 10-7. Соответственно, концентрация [HO-] в кислых растворах меньше 10-7, в щелочных больше 10-7, в нейтральных также равна 10-7.
Для количественной характеристики кислотности раствора «придумали» водородный показатель pH – отрицательный десятичный логарифм концентрации катионов водорода
pH = -lg[H+]
рН=7 – нейтральная среда
рН˃7- щелочная среда
рН˂7- кислая среда
6.3. Гидролиз солей
Гидролиз солей — взаимодействие ионов соли с водой, в результате, которого образуются малодиссоциируемые соединения (ионы или молекулы) и изменяется реакция среды.
Гидролизу подвергаются три типа солей:
-
а) соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой (CuCl2, NH2Cl, Fe2(S04)3 — гидролиз по катиону); -
б) соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой (К2С03, Na2S — гидролиз по аниону); -
в) соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой (NH4)2C03, Fe2(C03)3 – гидролиз по катиону и по аниону).
Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются (NaCl, К2SО4, Ba(N03)2).
Уравнение диссоциации воды, в результате которого образуются гидроксид-ион и ион водорода, записывается следующим образом:
H2O ↔ H+ + OH—.
Однако вода малодиссоциирующее соединение, поэтому выше написанное уравнение в некоторой степени условно. Можно обозначать воду как HOH.
Существует несколько вариантов записи уравнений гидролиза солей. В первом случае первоначально указывают продукты диссоциации соли и воды, после чего – полное и сокращенное ионное уравнения гидролиза и, наконец, его же, но в молекулярном виде. Рассмотрим на примере гидролиза ацетата натрия (CH3COONa) – одноосновной соли, образованной слабой кислотой – уксусной (CH3COOH) и сильным основанием – гидроксидом натрия (NaOH). Гидролиз всегда (!) протекает по слабому иону (в данном случае – аниону).
CH3COONa ↔ CH3COO— + Na+ (1).
H2O ↔ H+ + OH— (2).
CH3COO— + Na+ + H+ + OH— ↔ CH3COOH + NaOH (3).
CH3
COONa + H2O ↔ CH3COOH + NaOH (4).
В данном случае полное и сокращенное ионное уравнения совпали (3). Образование в продуктах реакции NaOH свидетельствует о наличии щелочной среды. Если бы гидролизующаяся соль была двухосновной, как, например, ZnSO4, то уравнение гидролиза можно было бы записать для двух ступеней. Рассмотрим второй вариант записи уравнения на этом примере:
ZnSO4 ↔ Zn2+ + SO42-.
Соль образована сильной кислотой и слабым основанием, следовательно, гидролиз протекает по катиону:
Zn2+ + HOH ↔ ZnOH+ + H+.
ZnSO4 + HOH ↔ (ZnOH)2SO4 + H2SO4.
Это первая ступень гидролиза. Наличие ионов водорода свидетельствует о кислотном характере среды.
Теоретически (!) возможна вторая ступень гидролиза:
ZnOH+ + HOH ↔ Zn(OH)2 + H2SO4.
(ZnOH)2SO4 + HOH ↔ Zn(OH)2 + H2SO4.
| Пример | Напишите уравнение гидролиза соли (NH4)2SO4, укажите реакцию среды в растворе. |
| Решение | Сначала запишем уравнения диссоциации соли и воды: (NH4)2SO4 ↔ 2NH4+ + SO42-. H2O ↔ H+ + OH—. Выясним слабый ион. Сульфат натрия – соль, образованная сильной кислотой – серной (H2SO4) и слабым основанием – гидроксидом аммония (NH4OH). Следовательно, протекает гидролиз по катиону: 2NH4+ + SO42- + 2H+ + 2OH— ↔ 2NH4OH + H2SO4. (NH4)2SO4 + 2H2O ↔2NH4OH + H2SO4.- среда кислая. |
Гидролиз – обратимая реакция, о чем при записи уравнения свидетельствует двойная стрелка (↔). Между веществами устанавливается химическое равновесие. Это говорит о том, что соль подвергается гидролизу не полностью, а только некоторая его часть, которую принято называть степенью гидролиза. Это безразмерная величина, зависящая от константы равновесия, концентрации раствора и температуры.
Чтобы вывести формулу для расчета константы гидролиза, запишем уравнение гидролиза соли в общем виде. Пусть МА – соль, образованная основанием МОН и кислотой НА.
МА + H2O ↔ МОН + НА.
Тогда константа равновесия будет выглядеть следующим образом:
Кр = [МОН]×[НА]/[МА]×[H2O].
Известно, что концентрация воды в разбавленных растворах – величина постоянная:
K×[H2O]=Kg.
Получаем:
Kg = [МОН]×[НА]/[МА] – константа гидролиза.
Эта величина позволяет выявить степень подверженности соли гидролизу. Чем выше ее значение, тем при одинаковых температуре и концентрации раствора протекает гидролиз данной соли.
6.4. Вопросы для самоконтроля
1.Что такое раствор?
2. В чем сущность процесса электролитической диссоциации?
3. Степень диссоциации. Формула расчета.
4. Константа диссоциации.
5. Как проходит диссоциация кислот, оснований, солей?
6.5.Контрольные задания
61. Какие системы называются растворами? Что у них общего со смесями? Водные растворы и их значение в жизни растений и животных.
62. Каковы причины образования растворов? Какова природа взаимодействия веществ в растворах? Что такое электролитическая диссоциация? Какова роль растворителя в процессе электролитической диссоциации? Какие вещества называют электролитами, неэлектролитами? Приведите примеры.
63.Что называется степенью электролитической диссоциации? Как зависит степень электролитической диссоциации от концентрации и температуры раствора? Что такое константа диссоциации? От каких факторов она зависит? Какова взаимосвязь между степенью диссоциации и константой диссоциации?
64.Какие соединения называются кислотами и основаниями с точки зрения электролитической диссоциации? Чем обуславливается сравнительная сила кислот и оснований?
65.Какие гидроксиды называются амфотерными? Напишите примеры уравнений их диссоциации в кислой и щелочной средах.
66.Что определяет направление течения реакции между электролитами в растворе? В каких случаях эти реакции идут до конца (необратимо), в каких обратимо? Приведите примеры.
67.Сформулируйте правила написания ионных уравнений. Какими таблицами и как следует пользоваться при написании уравнений?
68.Что называется ионным произведением воды? Чему оно равно? Дайте вывод выражения ионного произведения воды (Кв). Как влияет температура на ионное произведение воды?
69.Что такое pH, pOH? Какими величинами pH характеризуется нейтральная, кислая и щелочная среда? Как рассчитывать pH растворов сильных и слабых кислот и оснований?
70.Определите рН 0,1н раствора соляной кислоты.
71-80. В соответствии с номером вашего задания заполните пропуски в таблице 9. Например, в задаче 76 надо найти молярную и нормальную концентрацию 10%-ого раствора CuSO
4 (плотность раствора 1,1 г/мл).
Таблица 9
| № задания | Растворенное вещество | Концентрация раствора | Плотность раствора | ||
| процентная | молярная | нормальная | |||
| 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 |
| 71 | HNO3 | 10 | | | 1,05 |
| 72 | HCl | | 1,2 | | 1,02 |
| 73 | NaOH | 5 | | | 1,05 |
| 74 | H3PO4 | | | 0,3 | 1,01 |
| 75 | H2SO4 | | 0,4 | | 1,027 |
| 76 | CuSO4 | 10 | | | принять 1,1 |
| 77 | (NH4)2SO4 | | | 0,1 | принять 1,0 |
| 78 | KOH | 2 | | | 1,01 |
| 79 | CH3COOH | | 0,5 | | принять 1,0 |
| 80 | KNO3 | | | 0,2 | принять 1,0 |
81-90. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза приведенных в вашем задании солей. Укажите реакцию среды в растворе соли. Напишите выражения для константы гидролиза.
81. Хлорид магния, сульфит натрия.
82. Нитрат меди, карбонат калия.
83. Сульфат алюминия, силикат натрия.
84. Хлорид железа (III), сульфид натрия.
85. Сульфат аммония, цианид калия.
86. Хлорид аммония, сульфид бария.
87. Сульфат марганца (II), карбонат калия.
88. Нитрат алюминия, ацетат натрия.
89. Хлорид цинка, силикат калия.
90. Сульфат железа (II), фосфат калия.
Глава
7. Комплексные соединения
Как известно, металлы имеют свойство терять электроны и, тем самым, образовывать катионы. Положительно заряженные ионы металлов могут находиться в окружении анионов или нейтральных молекул, образуя частицы, называемые комплексными и способные к самостоятельному существованию в кристалле или растворе. А соединения, содержащие в узлах своих кристаллов комплексные частицы, называются комплексными соединениями.