- •Контрольные работы общая химия
- •Часть I
- •Введение
- •Часть 1:
- •Часть 2
- •1. Предмет химии
- •2 Основные законы и понятия химии
- •2.1 Положения атомно-молекулярной теории.
- •2.2. Количественные характеристики вещества
- •2.3. Способы определения молярной массы газов
- •1. По закону Авогадро и следствиям из него
- •2. По уравнению Клапейрона – Менделеева
- •2.4. Химический эквивалент
- •2.5. Закон сохранения массы веществ. Расчёты по химическим уравнениям
- •2.6. Примеры решения задач
- •6,02· 1023 Молекул содержится в 17 гNh3;
- •2,5 · 1025 Молекул–вXгNh3.
- •180 Г c6h12o6 образует 108 г h2o(масса 6 молей воды);
- •1 Г c6h12o6 образует хгH2o.
- •24 Г Mgвытесняет 22,4 л н2;
- •2.7. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •3. Классы неорганических соединений
- •3.1. Классификация неорганических веществ
- •3.2. Понятие о степени окисления
- •3.3. Оксиды
- •3.4. Основания
- •3.5. Кислоты
- •3.6. Соли
- •3.7. Примеры решения задач
- •3.8. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •4. Основы строения вещества
- •4.1. Химия и периодическая система элементов
- •4.1.1. Квантово-механическая модель атома. Строение многоэлектронных атомов
- •4.1.2. Периодическая система д.И. Менделеева и изменение свойств элементов и их соединений
- •4.2. Химическая связь и типы взаимодействия молекул
- •4.2.1. Типы химической связи.
- •4.2.2. Межмолекулярное взаимодействие. Водородная связь
- •4.2.3. Комплексные соединения
- •4.2.4. Агрегатное состояние вещества с позиций теории химической связи. Химическое строение твердого тела
- •4.3. Примеры решения задач
- •4.4. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •5. Химическая термодинамика
- •5. 1. Основные понятия
- •5.2. Первый закон термодинамики. Энтальпия
- •5.3. Термохимия
- •5.4. Энтропия. Энергия Гиббса
- •5.5. Примеры решения задач
- •5.6. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •6. Химическая кинетика и равновесие химических реакций
- •6.1 Кинетика химических реакций
- •6.1.1 Зависимость скорости от концентрации
- •6.1.2.Зависимость скорости от температуры
- •6.1.3. Зависимость скорости реакции от катализатора
- •6.2. Равновесие химических реакций
- •6.2.1. Равновесие в гомогенных системах
- •6.2.2. Равновесие в гетерогенных системах
- •6.3. Примеры решения задач
- •6.4. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •7. Растворы
- •7.1. Общие свойства растворов
- •7.1.1. Классификации растворов
- •7.1.2. Коллигативные свойства растворов
- •7.2 Свойства растворов электролитов
- •7.2.1. Равновесие в растворах электролитов
- •7.2.2. Ионно-обменные реакции в растворах электролитов
- •7.2.3. Ионное произведение воды
- •7.2.4. Гидролиз солей
- •7.2.5. Произведение растворимости
- •7.3. Примеры решения задач
- •7.4. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •Список рекомендуемой литературы
- •Перечень задач, для выполнения контрольных работ
- •Список важнейших кислот
- •Константы диссоциации некоторых кислот и оснований
- •Приближенные значения коэффициентов активности ионов в водных растворах
7.2.4. Гидролиз солей
Гидролизомсоли называется процесс взаимодействия ионов соли с ионами воды с изменением рН среды. Обязательным условием гидролиза является образование малодиссоциированного вещества (слабого электролита).
Качественно реакцию среды определяют с помощью индикаторов. Выделяют четыре типа реакций взаимодействия солей с водой:
1. Соль, образованная ионами сильного основания (катионами) и сильной кислоты (анионами), гидролизу не подвергается. Растворы таких солей имеют нейтральную среду рН ≈ 7.
K2SO4 + H2O ≠
2. Соль, образованная катионами сильного основания и анионами слабой (средней) кислоты, гидролизуется по аниону (рН раствора 7).
KCN + H2O ⇄ KOH + HCN,
ионное уравнение: K+ + CN– + H2O ⇄ K+ + OH– + HCN,
сокращенное ионное уравнение CN– + H2O ⇄ OH– + HCN.
3. Соль, образованная катионами слабого основания и анионами сильной кислоты, гидролизуется по катиону (рН 7).
NH4Cl + H2O ⇄ NH4OH + HCl,
ионное уравнение NH4+ + Cl– + H2O ⇄ NH4OH + H+ + Cl–,
сокращенное ионное уравнение NH4+ + H2O ⇄ NH4OH +H+.
4. Соль, образованная катионами слабого основания и анионами слабой кислоты, гидролизуется полностью до образования слабой кислоты и слабого основания (рН раствора ≈7).
NH4CN + H2O → NH4ОН + HCN.
Гидролиз солей, образованных многозарядными ионами протекает ступенчато. Например, гидролиз фосфата натрия протекает в три ступени:
1-я ступень: Na3PO4 + H2O ⇄ Na2HPO4 + NaOH;
ионное уравнение:
3Na+ +PO43– + H2O ⇄ 2Na+ + HPO42– + Na+ + OH–;
2-я ступень Na2HPO4 + H2O ⇄ NaH2PO4+ NaOH;
ионное уравнение
2Na++НPO42–+H2O ⇄ Na+ + H2PO4–+ Na++OH–;
3-я ступень NaH2PO4+ H2O ⇄ H3PO4+ NaOH;
ионное уравнение
Na+ +Н2PO42- + H2O ⇄ H3PO4 + Na+ + OH–;
Гидролиз хлорида меди протекает в две ступени:
1-я ступень CuCl2 + H2O ⇄ CuOHCl + HCl;
ионное уравнение
Cu2+ + 2Cl– + H2O ⇄ CuOH+ + Cl– + H+ + Cl–;
2-я ступень: CuOHCl + H2O ⇄ Cu(OH)2 + HCl;
ионное уравнение
CuOH+ + Cl– + H2O ⇄ Cu(OH)2 + H+ + Cl–.
При комнатной температуре соли гидролизуются, как правило, только по 1 ступени, за исключением солей, образованных катионом слабого основания и анионом слабой кислоты.
Количественно реакция гидролиза характеризуется степенью гидролиза и константой гидролиза КГ. Степень гидролиза представляет отношение концентрации гидролизованных молекул к общей концентрации вещества. Степень гидролиза зависит от температуры и концентрации веществ. Константа равновесия реакции гидролиза называется константой гидролиза. Она связана со степенью гидролиза следующим уравнением:
|
(8.2.11) |
Константа гидролиза связана с ионным произведением воды через константы диссоциации слабых электролитов:
– гидролиз соли, образованной катионами сильного основания и анионами слабой (средней) кислоты; |
(8.2.12) |
– гидролиз соли, образованной катионами слабого основания и анионами сильной кислоты; |
(8.2.13) |
– гидролиз соли, образованной катионами слабого основания и анионами слабой кислоты. |
(8.2.14) |
В уравнениях (8.2.12 – 8.2.14) КДО – константа диссоциации слабого основания, КДК – константа диссоциации слабой кислоты.