- •1. Строение атома
- •1.1. Энергетическое состояние электронов в атоме
- •1.2. Основные принципы распределения электронов в атомах
- •В соответствии с этим правилом последовательность заполнения подуровней:
- •1.3. Периодический закон и электронные формулы атомов
- •1.4. Примеры решения и оформления заданий
- •1.5. Задания для самостоятельной подготовки
- •2. Классы неорганических веществ
- •2.1. Оксиды
- •Основные оксиды
- •Кислотные оксиды
- •Амфотерные оксиды
- •2.2. Гидроксиды
- •Основания
- •Кислоты
- •Амфотерные гидроксиды
- •2.3. Соли
- •Средние соли
- •Кислые соли
- •Основные соли
- •2.4. Примеры решения заданий
- •2.5. Задания для самостоятельной подготовки
- •3. Основы химической термодинамики
- •3.1. Энтальпия
- •3.2. Энтропия
- •3.3 Энергия Гиббса и ее изменение в ходе химических реакций
- •3.4. Примеры решения заданий
- •3.5. Задания для самостоятельной подготовки
- •4. Химическое равновесие
- •4.1. Константа химического равновесия
- •4.2. Принцип Ле Шателье
- •Влияние концентраций компонентов системы
- •Влияние температуры
- •Влияние общего давления в системе
- •4.3 Примеры решения заданий
- •4.4. Задания для самостоятельной подготовки
- •5. Растворы
- •5.1. Примеры решения заданий
- •5.2. Задания для самостоятельной подготовки
- •5.3. Электролиты
- •Теория электролитической диссоциации Степень диссоциации
- •5.4. Ионные реакции
- •5.5. Примеры решения заданий
- •5.6. Задания для самостоятельной подготовки
- •5.7. Диссоциация воды. Водородный показатель
- •5.8. Гидролиз
- •5.9. Примеры решения заданий
- •5.10 Задания для самостоятельной подготовки
- •6. Окислительно-восстановительные процессы
- •6.1. Степень окисления
- •6.2. Окислительно-восстановительные реакции
- •6.3. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •Правила составления полуреакций в разных средах
- •Овр в кислой среде
- •Овр в щелочной среде
- •Овр в нейтральной среде
- •6.4. Примеры решения заданий
- •6.5. Задания для самостоятельной подготовки
- •6.6 Взаимодействие металлов с кислотами, водой и растворами щелочей
- •6.7. Примеры решения и оформления заданий
- •6.8. Задания для самостоятельной подготовки
- •6.9. Электрохимическая коррозия
- •Описание процесса гальванокоррозии
- •6.10. Примеры решения заданий
- •6.11. Задания для самостоятельной подготовки
- •6.12. Электролиз растворов
- •Катодные процессы
- •Анодные процессы
- •Законы фарадея
- •6.13. Примеры решения и оформления заданий
- •6.14 Задания для самостоятельной подготовки
- •Библиографический список Основная литература
- •Дополнительная литература
- •Стандартные энтальпии образования и энтропии
- •Названия некоторых кислот и их солей
- •Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы металлов
- •Окислительно-восстановительные потенциалы водорода, кислорода и металлов в разных средах оглавление
5.9. Примеры решения заданий
Пример 1. Рассчитайте концентрацию ионов H+, OH– и рН в растворе NaOH с концентрацией 0,1 моль/л.
Составим уравнение диссоциации NaOH:
NaOH = Na+ + OH–
Из уравнения видно, что при диссоциации 1 моль NaOH в растворе появляется 1 моль ионов OH–, следовательно, если в 1 литре раствора содержится 0,1 моль NaOH, тогда концентрация OH– в этом растворе также будет равна 0,1 моль/л.
[OH–] = 0,1 моль/л
Из уравнения ионного произведения воды рассчитывают концентрацию ионов H+:
КW = [H+][OH-] = 10-14.
Рассчитывют рН раствора:
pH = – lg[H+] = – lg10–13 = 13
Пример 2. Напишите уравнения реакций гидролиза NiSO4, NaHCO3. Укажите область значений рН растворов (>, ≈, < 7).
При рассмотрении гидролиза солей следует помнить:
-
гидролиз по катиону или по аниону – реакция обратимая (в уравнении ставят знак );
-
в растворе присутствует незначительное количество ионов H+ и OH-, возникших за счет диссоциации воды:
H2O H+ + OH–
Уравнение реакции гидролиза NiSO4 (по первой ступени).
1. Уравнение диссоциации соли:
NiSO4 = Ni2+ + SO42–
2. Указывают катионом какого основания (сильного или слабого) и анионом какой кислоты (сильной или слабой) образована соль:
NiSO4 = Ni2+ + SO42–
Ni(OH)2 H2SO4
(слаб.) (сильн.)
3. Гидролизу подвергается ион слабого электролита - Ni2+.
4. В ходе первой ступени гидролиза ион Ni2+ связывает из воды ион ОН- – ион противоположного заряда (только один), в результате образуется NiOH+. Оставшиеся от воды ионы H+ создают в растворе кислую среду рН < 7:
Ni2+ + HOH NiOH+ + H+
5. Молекулярное уравнение:
в левой части записывают формулу соли (NiSO4), добавляют воду;
в правой части – правую часть краткого ионного уравнения:
NiSO4 + H2O NiOH+ + H+.
к каждой заряженной частице приписывают ион противоположного заряда (ион сильного электролита) – SO42–
NiSO4 + H2O NiOH+SO42–+ H+SO42–
составляют формулы в соответствии с зарядами.
NiSO4 + H2O (NiOH)2SO4 + H2SO4
6. Расставляют коэффициенты.
2 NiSO4 + 2 H2O (NiOH)2SO4 + H2SO4
Уравнение реакции гидролиза NaHCO3.
1. Уравнение диссоциации соли:
NaHCO3 = Na+ + HCO3–
2. Указывают катионом какого основания (сильного или слабого) и анионом какой кислоты (сильной или слабой) образована соль:
NaHCO3 = Na+ + HCO3–
NaOH H2CO3
(сильн.) (слаб.)
3. Гидролизу подвергается ион слабого электролита – HCO3–.
4. В ходе гидролиза ион HCO3– связывает из воды ион H+ – ион противоположного заряда, в результате образуется H2CO3 – электронейтральная молекула. Оставшиеся от воды ионы OH– создают в растворе щелочную среду рН > 7:
HCO3– + HOH H2CO3 + OH-
5. Молекулярное уравнение:
в левой части записывают формулу соли (NaHCO3), добавляют воду;
в правой части – правую часть краткого ионного уравнения:
NaHCO3 + H2O H2CO3 + OH–.
к каждой заряженной частице приписывают ион противоположного заряда (ион сильного электролита) – Na+; к H2CO3 противоион не приписывают (электронейтральная частица).
NaHCO3 + H2O H2CO3 + Na+OH-
проверяют правильность формул в соответствии с зарядами.
NaHCO3 + H2O H2CO3 + NaOH
6. Коэффициенты в данном случае не требуются.