- •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 8. Водородный показатель. Гидролиз солей
После изучения этой темы вы должны:
иметь представление о следующих понятиях и величинах : ионное произведение воды, водородный показатель рН, гидролиз солей.
освоить методы расчета значений рН для растворов кислот и оснований по их концентрациям и, наоборот, расчет концентраций по известному значению рН.
уметь определять характер среды в водных растворах электролитов.
Вода – слабый электролит, диссоциирующий на катион водорода и анион гидроксила.
Н2О Н++ОН-. Константа диссоциации воды:
Кд = = 1,8.10-16; так как диссоциирует ничтожная часть молекул воды, то [H2O] постоянная величина, Кд.[H2O] = const = KH2O;
KH2O = [H+].[OH-] = 10-14, (при 250С) . Эту величину называют - ионным произведением воды.
В разбавленных растворах электролитов (солей, кислот, щелочей) KH2O- постоянная величина. Зная [H+]., можно вычислять .[OH-] и наоборот.
При [H+] = [OH-]=10-7моль/л- среда нейтральная
При [H+] [OH-], [H+]10-7моль/л- среда кислая
При [H+] [OH-], [H+]10-7моль/л- среда щелочная.
Для характеристики среды раствора используют водородный показатель рН.
pН= -lg[H+], где [H+]-концентрация, моль/л
[H+] 100 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10-10-11 10-12 10-13 10-14
моль/л увеличение кислотности увеличение щелочности
рН 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
рН 7 кислая среда рН = 7 нейтральная среда рН 7 щелочная среда
Определить рН можно с помощью индикаторов (табл. 10).
Таблица 10
Цвет универсального индикатора в зависимости от рН
рН |
1-3 |
4,5 |
6 |
7 |
8 |
9,10 |
11-13 |
Цвет |
красный |
оранжевый |
желтый |
зеленый |
бирюзовый |
голубой |
фиолетовый |
Зная концентрацию одного из ионов воды в растворе, всегда можно вычислить концентрацию другого иона, исходя из ионного произведения воды.
Примеры расчетов рН и концентрации растворов веществ
Пример1. Определить рН 0,05 М H2SO4 серной кислоты.
Решение: 1 2
1. Напишем уравнение диссоциации кислоты H2SO4 2H++ SO42-
0,05 х
Считая степень диссоциации кислоты 100 %, находим, что из одной молекулы (моля) кислоты при диссоциации образуются 2 иона (моля) Н+.
2. Следовательно, что из 0,05 молей ее образуется х == 0.1 молей Н+, т.е. [H+] = 10-1 моль/л pH = -lg[H+] = -lg10-1 = 1
П
1 1
Решение:
1. Напишем уравнение диссоциации NH4OH NH4++OH-
2. Из уравнения видно, что из одной молекулы основания при диссоциации образуется один гидроксид-ион. Однако степень диссоциации основания – 1 %, поэтому при составлении пропорции по уравнению диссоциации необходимо найти концентрацию основания, которая подвергается диссоциации:
0,01 моль/л (общая конц-я) принимаем за 100 %
х (искомая конц-я) // ------ //------- // ------// -- 1 %
х = 10-4 моль/л NH4OH – концентрация, которая подвергается распаду.
3. Найдем концентрацию гидроксид-иона на основе уравнения диссоциации:
1 моль NH4OH при распаде дает 1 моль ОН-
10-4 моль/л --//------- //------- //------х моль/л [OH-]
х = 10-4 моль/л концентрация гидроксид-иона
4. Из выражения ионного произведения воды, находим концентрацию ионов водорода:
[H+] = == 10-10 pH = -lg[H+] = -lg10-10 = 10.
Пример 3. Вычислить молярную концентрацию раствора H2SO4 c pH=4.
1 2
Решение: 1. Напишем уравнение диссоциации кислоты H2SO42H++ SO42-
х(См) 10-4
Из уравнения видно, что из одной молекулы кислоты при диссоциации образуются 2 иона Н+. Если рН = 4 [H+] = 10-pH = 10-4 моль/л
2. Считая, что каждая молекула распадается на ионы (=100%) составим пропорцию по уравнению диссоциации:
1моль H2SO4 распадается на 2 моля Н+
х (См) -//------- //-------//------- //-10-4 моль/л [H+]
х (См) ==5. 10-5 моль/л [H2SO4].