- •Н.М. Тетерина Учебное пособие по неорганической химии
- •Введение
- •Глава 1. Классы неорганических соединений
- •Основания
- •Двойственность амфотерных гидроксидов
- •Номенклатура кислот
- •Взаимодействие кислот с металлами
- •Классификация и номенклатура солей
- •Номенклатура кислот и солей
- •Контрольные задания №1 Тема: «Классы неорганических соединений»
- •Глава 2. Строение атома. Периодическая система элементов д.И. Менделеева
- •Размещение электронов по энергетическим уровням
- •Электронная формула
- •Общая характеристика элементов по семействам
- •Характеристика элементов по классам, исходя из электронной конфигурации атома
- •Контрольное задание №2 Тема: «Строение атома. Периодическая система элементов д.И. Менделеева »
- •Глава 3. Химическая связь. Комплексные соединения.
- •Пример образования химической связи в соединении
- •Рекомендуемая литература: [1], с. 97-167; [2], с. 35-64.
- •Контрольное задание №3 Тема: «Химическая связь»
- •Тема: «Комплексные соединения»
- •Глава 4. Кинетика химических реакций. Химическое равновесие
- •Примеры кинетических расчетов
- •Химическое равновесие
- •Пример расчета
- •Рекомендуемая литература: [1], с.186-210; [2], с. 149-203. Контрольные задания № 4 Тема: «Кинетика химических реакций. Химическое равновесие»
- •Глава 5. Термодинамика химических процессов
- •Пример термодинамических расчетов
- •Рекомендуемая литература: [1], с.168-185; [2], с.116-148. Контрольные задания № 4 Тема :«Термодинамика химических процессов»
- •Глава 6. Способы выражения концентраций растворов
- •Рекомендуемая литература: [1], с.216-221 контрольные задания №6 Тема: «Способы выражения концентрации растворов»
- •Глава 7. Теория электролитической диссоциации. Ионные реакции
- •Характеристика электролитов
- •Диссоциация солей
- •Рекомендуемая литература: [1], с.231-246; [2], с.218-224. Контрольные задания №7 Тема «Теория электролитической диссоциации. Ионные реакции»
- •Глава 8. Водородный показатель. Гидролиз солей
- •Цвет универсального индикатора в зависимости от рН
- •Примеры расчетов рН и концентрации растворов веществ
- •Гидролиз солей
- •Рекомендуемая литература: [1], с.249-258;[2], с.224-242. Контрольное задание № 8 Тема : «Водородный показатель. Гидролиз солей»
- •Глава 9. Коллигативные свойства растворов
- •Рекомендуемая литература: [1], с.225-230; [2], с.205-208. Контрольное задание №9 Тема: «Коллигативные свойства растворов»
- •Глава 10. Окислительно-востановительные реакции
- •Окислительно-восстановительные свойства веществ
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса
- •Пример составления овр
- •Особенности взаимодействия металлов с кислотами и щелочами
- •Рекомендуемая литература: [1], с.259-267;[2], с.251-278. Контрольное задание № 10 Тема : «Окислительно-востановительные реакции»
- •Глава 11. Электрохимия. Гальванические элементы
- •Пример расчета эдс медно-цинкового гальванического элемента
- •Рекомендуемая литература: [1], с.273-280, с. 681-685;[2], с. 300-310. Контрольное задание №11 Тема: «Электрохимия. Гальванические элементы»
- •Глава 12. Электролиз
- •Приближенные значения перенапряжения водорода и кислорода на различных материалах.
- •Примеры электролиза водных растворов электролитов
- •Пример расчета количества выделившихся веществ при электролизе
- •Рекомендуемая литература:[1], с.281-288, с. 677-681; [2],с.279-299. Контрольное задание №12 Тема: «Электролиз»
- •Глава 13. Коррозия металлов
- •Механизм электрохимической коррозии
- •Пример расчета коррозии Ме в результате образования гальванического элемента.
- •Рекомендуемая литература: [1], с.685-693; [2], с.311-340. Контрольное задание №13 Тема: «Коррозия металлов»
- •Глава 14. Свойства металлов
- •Контрольное задание №14 Тема: «Свойства металлов»
- •Глава 15. Синтетические высокомолекулярные соединения
- •III. По химическому составу:
- •IV. По структуре макромолекулы:
- •V. По пространственному строению:
- •VI. По физическим свойствам:
- •Рекомендуемая литература: [1], с.603-616; л.2, с.450-474 контрольное задание №15 Тема: «Синтетические высокомолекулярные соединения»
- •Словарь терминов и персоналий
- •Рекомендуемая литература
- •Приложения
- •Растворимость солей, кислот и оснований в воде*
- •Термодинамические константы некоторых веществ*
- •Плотность растворов кислот, щелочей, аммиака различных концентраций при 150с
- •Константы диссоциации кислот
- •Константы нестойкости комплексных ионов
- •Степени диссоциации кислот, оснований и солей в 0,1 н водных растворах (при 180с)*
- •Криоскопические константы некоторых растворителей
- •Эбуллиоскопические константы некоторых растворителей
- •Электрохимический ряд напряжений металлов
- •Стандартные окислительно-востановительные потенциалы в водных растворах по отношению к нормальному водородному электроду
- •Содержание
Глава 7. Теория электролитической диссоциации. Ионные реакции
После изучения темы вы должны:
иметь представления о следующих понятиях и величинах : электролитическая диссоциация, слабый и сильный электролит, степень электролитической диссоциации и константа диссоциации;
знать особенности растворов сильных и слабых электролитов
Все химические вещества подразделяются на электролиты и неэлектролиты. Электролитами называются вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относят растворы кислот, солей и оснований (табл. 8, 9). К неэлектролитам относят большинство органических соединений, а также вещества, в молекулах которых имеются только неполярные или малополярные связи.
Таблица 8
Характеристика электролитов
Электролиты | |
Сильные 30% Хорошо диссоциируют – распадаются на ионы |
Слабые 3% 3% 30% электролиты средней силы Слабо диссоцируют – распадаются на ионы ступенчато |
1.Кислоты: H2SO4, HCl, HNO3, H2CrO4 и др H2SO4 2H++ SO42 смещение равновесия |
1.H2S, H2SO3, CH3COOH, H3PO4 и др. H2S HS- + H+(=0,07%) смещение равновесия HS- S2- + H+
|
2.Основания щелочных Ме (от Li до Fr). Некоторые вод. р-ры оснований, например щелочноземельных Ме (Са до Ва) Ca(OH)2 Ca2+ +2OH- |
2.NH4OH NH4+ + OH-(=1,3%) водные р-ры гидроксидов Ме, кроме щелочных и щелочно-земельных: Сu(ОН)2 СuОН+ + OH- водный раствор |
3.Водные растворы солей CuSO4 Cu2+ +SO42- |
3.Вода Н2О Н++ ОН- |
Примечание: см. приложение 6 – «Степени диссоциации кислот, оснований и солей»
Таблица 9
Диссоциация солей
Средние соли |
Кислые и основные соли |
Комплексные соли |
В одну ступень |
Диссоциация сложных анионов и катионов – ступенчато (по типу слаб. эл-та) |
На комплексный ион и внешнюю сферу как сильный электролит. Комплексный ион – по типу слабого электролита |
Na2SO4 2Na++SO42- |
Na2HPO42Na++HPO42- HPO42- H+-+PO43- |
К3[Fe(CN)6] 3К++[Fe(CN)6]3- [Fe(CN)6]Fe3+ + 6CN- |
Способность электролитов проводить электрический ток объясняется распадом нейтральных молекул на заряженные частицы (ионы) под действием полярных молекул растворителя, например воды (теория электролитической диссоциации Аррениуса 1887г.). В зависимости от степени диссоциации ( ) все электролиты делятся на сильные и слабые.
Степень диссоциации (распада) =, т.е. отношение числа распавшихся молекул (молей) к общему числу молекул (молей). Часто выражают в процентах: = .100%. Например, = 30 % означает, что из 100 молекул распаду подвергаются 30 молекул.
Сила электролита характеризуется также константой диссоциации (Кдис.)
Например, СН3СООН СН3СОО- + Н+
слаб.элек-т
Кдис =(вследствие закона действующих масс), где [CH3COO-], [CH3COOH], [H+]- концентрации
Кдис не зависит от концентрации, поэтому является физико-химической константой для данного вещества (приводится в приложении 4 – «Константы диссоциации кислот»). Константа диссоциации слабых электролитов 10-2. Закон разбавления Оствальда позволяет установить взаимосвязь между константой диссоциации и степенью диссоциации:
Кдис = , если1, то Кдис = 2.С, где С- концентрация электролита =
Ионные реакции. При составлении ионной реакции руководствуются принципом Ле-Шателье, т.е. реакция становится необратимой () если в результате нее образуются:
а) малорастворимое вещество (осадок) или
б) легколетучее вещество (газ) или
в) малодиссоциирующее вещество (слабый электролит)
Пример 1. Написать уравнения реакции в молекулярной, в полной и краткой ионной формах:
СH3СООН + KOH СH3СООK + H2O – молекулярное уравнение
слаб.эл-т сил.эл-т сил.эл-т слаб.эл-т
СH3СООН + K+ +OH-K++ СH3СОО -+ 3H2O – ионное уравнение
Данное уравнение отражает состояние вещества в водном растворе с точки зрения теории электролитической диссоциации (сильные электролиты диссоциируют на ионы; слабые – слабо диссоциируют, т.е. существуют в основном в виде нейтральных молекул).
СH3СООН + OH-- СH3СОО- + 3H2O – краткое ионное уравнение получают, исключив одинаковые ионы в правой и левой части полного ионного уравнения.
Пример 2. Составить молекулярные уравнения исходя из краткого ионного уравнения:
S2- + H+ H2S – краткая ионная форма уравнения
ион ион
K2S + 2HCl H2S+2KCl – молекулярная форма уравнения
сил. эл-т сил.эл-т
данное уравнение составлено из утверждения, что иону соответствует сильный электролит.