Файл: Сухарева ч 1.pdf

27

2-ая ступень - КHCO3 + H2О ↔ Н2CO3 + КОН

Константы равновесия 1-ой и 2-ой ступеней гидролиза карбоната калия (константы гидролиза) можно выразить из уравнения процесса в ионномолекулярном виде:

Кг1 = [HCO3 ] · [ОН ]/ [CO32 ] = Кw/ Кд2 кислоты Кг2 = [H2CO3] · [ОН ]/ [HCO3 ] = Кw/ Кд1 кислоты

Нитрат бериллия (Bе(NO3)2), гидролизуется по катиону, так как данная соль образована слабым основанием (гидроксидом бериллия Bе(ОН)2) и сильной азотной кислотой (НNO3).

Уравнения реакции гидролиза нитрата бериллия в ионно-молекулярном виде (краткая форма) позволяют сделать вывод о кислой реакции среды в водном растворе нитрата бериллия (рН < 7):

1-ая ступень – Bе2+ + H2О ↔ BеОН+ + Н+ 2-ая ступень - BеОН+ + H2О ↔ Bе (ОН)2 + Н+.

Уравнения реакции гидролиза нитрата бериллия в молекулярном виде:

1-ая ступень - Bе(NO3)2 + H2О ↔ BеОНNO3 + НNO3

2-ая ступень - BеОНNO3 + H2О ↔ Bе(ОН)2 + КОН

Константы равновесия 1-ой и 2-ой ступеней гидролиза карбоната калия (константы гидролиза) можно выразить из уравнения процесса в ионномолекулярном виде:

Кг1 = [BеОН+] · [Н+]/ [Bе 2+] = Кw/ Кд2 основания Кг2 = [Bе(ОН)2] · [Н+]/ [BеОН+] = Кw/ Кд1основания

Гидролиз цианида аммония протекает и по катиону, и по аниону, так как гидроксид аммония и цианистая кислота – слабые электролиты:

NH4+ + СN + H2О ↔ NH4ОН + НСN

Уравнения реакции гидролиза цианида аммония в молекулярном виде:

NH4СN + H2О ↔ NH4ОН + НСN

Сравнение констант диссоциации гидроксида аммония (1.8•10-5) и цианистой кислоты (10-10) позволяет определить реакцию среды в водном растворе цианида аммония. Константа диссоциации основания больше константы диссоциации кислоты, следовательно, реакция среды в водном растворе цианида аммония щелочная (рН > 7).

28

5 ВОПРОСЫ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К ЭКЗАМЕНУ

1 Оксиды. Номенклатура оксидов. Солеобразующие и несолеобразующие оксиды. Кислотные, основные и амфотерные оксиды (примеры). Химические свойства кислотных, основных и амфотерных оксидов: взаимодействие с водой, оксидами, кислотами и основаниями.

2 Кислоты. Определение понятия «кислота» с позиций теории электролитической диссоциации. Классификация кислот: по: 1)основности; 2) силе электролита; 3) содержанию кислорода; 4) мета - и ортокислоты. Названия кислородсодержащих и бескислородных кислот. Уравнения электролитической диссоциации сильных кислот (на примере серной) и слабых кислот (на примере фосфорной) в водном растворе. Химические свойства кислот: взаимодействие с металлами, основными оксидами, и основаниями.

3 Основания. Определение понятия «основание» с позиций теории электролитической диссоциации. Номенклатура оснований. Классификация оснований по: 1) кислотности; 2) силе электролита. Сильные основания – щёлочи, амфотерные гидроксиды. Уравнения электролитической диссоциации сильных и слабых оснований в водном растворе. Химические свойства оснований: взаимодействие с кислотными оксидами, и кислотами.

4 Соли. Определение понятия «соль» с позиций теории электролитической диссоциации. Классификация солей (соли кислые, средние и основные). Номенклатура солей. Составление формулы соли по её названию. Уравнения диссоциации средних, кислых, и основных солей. Составление формулы соли по её названию. Способы получения солей.

5 Основные классы неорганических соединений. Оксиды. Кислоты. Основания. Соли. Взаимные переходы между основными классами неорганических соединений.

6 Атомно-молекулярное учение. Основные понятия химии: атом, молекула, элемент, моль, относительная атомная и молекулярная массы, молярная масса и молярный объём, число Авогадро.

7 Стехиометрические законы: закон сохранения массы, закон постоянства состава, закон Авогадро и следствия из него. Примеры задач на законы стехиометрии.

8 Основные сведения о строении атома. Составные части атома: ядро (протоны, нейтроны), электроны. Квантовый характер излучения и поглощения энергии. Двойственная природа электрона. Формы электронных облаков для s-, p-, d-, f-состояний. Понятие атомной орбитали. Принцип Паули. Энергетический уровень и подуровень.

9 Химическая связь. Ковалентная химическая связь (полярная и неполярная). Обменный и донорно-акцепторный механизмы образования ковалентной связи. Ионная связь как предельный случай полярной ковалентной связи. Примеры соединений с ковалентной и ионной связями. Металлическая связь. Водородная связь.

10 Понятие о химическом равновесии. Скорости прямой и обратной реакций. Закон действующих масс. Динамический характер химического равновесия. Константа химического равновесия как характеристика системы в состоянии равновесия. Смещение химического равновесия: влияние на химическое равно-

29

весие температуры, давления и концентраций реагирующих веществ. Принцип Ле-Шателье.

11 Растворы. Определение понятий «раствор», «растворитель», «растворённое вещество». Различные способы выражения концентраций растворов: массовая доля ω(X), молярная концентрация C(X) и их взаимные пересчёты.

12 Теория электролитической диссоциации. Электролиты и неэлектролиты. Сильные и слабые электролиты, Ступенчатая диссоциация слабых электролитов. Степень диссоциации. Расчёт концентраций ионов в растворах сильных электролитов.

13 Равновесия в растворах слабых электролитов. Константа диссоциации и связь константы со степенью диссоциации. Расчёт концентраций ионов в растворах слабых кислот и оснований (в децимолярном растворе азотистой кислоты или гидроксида аммония).

14 Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов в нейтральных, щелочных и кислых растворах. Водородный и гидроксидный показатели: pH и pOH. Расчёты pH в растворах слабых и сильных кислот и оснований.

15 Типы химических реакций. Реакции, протекающие без изменения степени окисления. Обменные реакции в растворах электролитов: взаимодействия между кислотами и основаниями (реакции нейтрализации) с образованием кислых, средних и основных солей; обменные взаимодействия с образованием малорастворимых соединений и слабых электролитов. Запись уравнений обменных реакций в молекулярном, полном и сокращённом ионно-молекулярном виде.

16 Гидролиз солей как обменная реакция, обратная реакции нейтрализации. Соли, гидролизующиеся только по катиону, только по аниону, одновременно и по катиону, и по аниону. Запись уравнений реакций гидролиза в молекулярном и сокращённом ионно-молекулярном виде. Степень гидролиза. Константа гидролиза как частный случай константы химического равновесия применительно к процессу гидролиза. Связь степени гидролиза с константой гидролиза. Подавление и усиление гидролиза

17 Окислительно-восстановительные реакции. Определение понятий: степень окисления, окислитель, восстановитель, окисление и восстановление. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций с известными продуктами ионно-электронным методом (методом полуреакций).

30

СПИСОК ЛИТЕРАТУРНЫХ ИСТОЧНИКОВ

1.Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.: Химия, 1985.

2.Общая химия в формулах, определениях и схемах. / Под ред. Тикавого В.Ф. – Мн.: Изд-во: Университетское, 1987.

3.Суворов А.В., Никольский А.Б. Общая химия. – С.-П.: Химия, 1995.

4.Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 1981.

5.Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – М.: Химия, 1980.

6.Гольбрайх З.Е. Сборник задач и упражнений по химии. – М.: Высшая шко-

ла, 1984.

31

Приложение А (справочное)

ТаблицаА-1 - Плотности водных растворов некоторых неорганических соединений при 200.

Таблица А-2 - Константы диссоциации слабых электролитов в водных растворах слабых электролитов при 250С по первой ступени. Плотности водных растворов некоторых неорганических соединений при 200.