I. Термодинамика

1. Определите возможность самопроизвольного протекания следующих реакций при 100С: а) CuO + H₂ → Cu + H₂O_(ж) б) 2ZnS + 3O₂ → 2ZnO +2SO₂

в) SO₂ + 2H₂ → 3S + 2H₂O_(ж) г) 4HCl + O₂ → 2Cl₂ + 2H₂O_(ж)

Определите, энтальпийный или энтропийный фактор оказался решающим?

2. Используя закон Гесса, рассчитайте энтальпию гидратации SnCl₂, если известны энтальпия растворения SnCl₂ и SnCl₂^.6H₂O. Они равны соответственно 47.6 и +30.9.

3. Рассчитайте калорийность следующих продуктов:

 150 г сыра (белки 23.4%, жиры 30.0%, углеводы )

 150 г яблок (белки 0.4%, жиры , углеводы 11.3%).

4. В сосуде, разделенном перегородкой, находятся в одной части газ А с энтропией S_A, в другой такое же количество газа В с энтропией S_В. После удаления перегородки газы равномерно смешались (при T = const). Укажите, чему равна энтропия смеси газов, S:

а) S > S_A + S_B; б) S = S_A; в) S = S_B; г) S < S_A + S_B; д) S = S_A + S_B

5. Чему соответствует каждое равенство:

а) ΔG = 0, б) ΔS = 0, в) ΔН = 0, г)ΔU = 0, д) ΔP = 0, е) ΔV = 0.

И каждое неравенство: а) ΔG > 0, б) ΔS > 0, в) ΔН > 0.

II. Химическая кинетика и химическое равновесие

1. Напишите кинетические уравнения реакций и рассчитайте, во сколько раз изменится скорость реакции, если давление повысить в два раза:

а) 2NO₂ + Cl_{2 (г)} → 2NOCl _(г) б) 2N₂O_{5 (г)} → 4NO_{2 (г)} + O_{2 (г)} в) CO₂ + C _(т) → 2СО _(г)

2. Реакция 2А + B → C при температуре 20С протекает со скоростью 5 моль/л·с. Рассчитайте скорость реакции при 50С.

3. Реакция H₂ + 2JCl → J₂ + 2HCl протекает в две стадии:

а) JCl + H₂ → HJ + HCl б) 2JCl + 2HJ → J₂ + 2HCl

Молекулярность какой реакции можно определить? Чему она равна?

4. Для следующих реакций: а) 2CO + O₂ ↔ 2CO₂ б) CО + SO₂ ↔ SO₂ + CO₂

рассчитайте энтальпию и укажите направление смещения равновесия при повышении: а) температуры; б) давления; в) объема; г) концентрации CO₂.

III. Коллигативные свойства растворов

1. Определите, что произойдет с эритроцитами при 25⁰ C в растворе, содержащем:

а) 20 г глицерина в 500 мл раствора; б) 60 г сульфата магния в 100 мл раствора.

2. Расположите вещества в порядке понижения температуры замерзания их растворов с одинаковой концентрацией: хлориды калия, кальция, натрия, глицерин.

Тема: Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Гидролиз солей.

Содержание темы. Основные понятия: раствор, растворитель, растворенное вещество. Классификация растворов (насыщенный и разбавленный, электролиты и неэлектролиты). Способы выражения содержания вещества в растворе (массовая доля, молярная концентрация, молярная концентрация эквивалента). Понятие эквивалента и фактора эквивалентности. Определение концентрации раствора и приготовление раствора заданной концентрации.

Разделы, выносимые на самостоятельную проработку. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация. Слабые и сильные электролиты. Гидролиз солей. Типичные случаи гидролиза. Негидролизующиеся соли. Факторы, влияющие на гидролиз. Смещение равновесия гидролиза. Значение гидролиза в биохимических процессах.

Домашнее задание для подготовки к занятию: СОХЖ с.156-162, с.183-186; ЕОХ с.85-99, с. 120-128. Разберите примеры 1-8 и ГЗХ 1,2,3 гл. VII, разделы 1,2,5.

Письменно выполните задания.

1. Напишите уравнения электролитической диссоциации: Н₃РО₄, Sr(OH)₂, Na₂SO₄, Ca(HCO₃)₂, Fe(OH)Cl₂. Напишите выражения возможных констант диссоциации.

2. Как повлияет на процесс диссоциации СН₃СООН добавление:

а)HCl; б)NaOH; в)CH₃COONa?

3. Какая из указанных ниже солей больше подвержена гидролизу: NaCN, NaCH₃COO, NaClO? Почему?

4. Напишите уравнение реакции между нитратом алюминия и сульфидом аммония, учитывая, что данные соли подвергаются гидролизу и что вследствие этого продуктом реакции является не сульфид алюминия, а гидроксид алюминия.

5. Решите задачи и выполните упражнения: ГХЗ 1981 - №496, 503, 504, 509, 577, 578 ;

1985 - №503, 510, 511, 585, 586 .

Разберите ситуационные задачи № 2, 9, 26.

Факультативно. Решите задачи ГХЗ, 1985  №505, 506, 512, 513, 587, 603.

Пример билета тестового контроля

1. Какой из приведенных слабых электролитов диссоциирует лучше:

1) сернистая кислота (рКа = 1,85); 2) синильная кислота (рКа = 9,14);

3) уксусная кислота (рКа = 4,76)

2. Какие электролиты диссоциируют ступенчато:

1) Al₂(SO₄)₃ 2) СaСI₂ 3) H₂SО₃ 4) (CuOH)₂SO₄

3. Для сероводородной кислоты напишите формулу ее сопряженного основания.

4. Какая из солей подвергается гидролизу в большей степени: 1) FeCl₃ 2) FeCl₂ ?

Напишите для нее первую стадию гидролиза в краткой ионной и молекулярной форме.

5. Во сколько раз нужно увеличить концентрацию (Н⁺), чтобы рН раствора уменьшился на 2: 1) 0,01 2) 10 3) 100 4) 2

Примеры решения типовых задач

Используемые обозначения и размерности:

К – константа диссоциации;

С – молярная концентрация электролита, моль/л;

  степень диссоциации, в долях единицы или %;

[H⁺], [OH^] – концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов, моль/л;

  ионная сила;

f – коэффициент активности иона;

Z – заряд иона;

а – активная концентрация (активность) иона, моль/л;

Основные расчетные формулы

(1) К  С² (2) (3) (4)

[H⁺] = C (5) [OH^-] = C (6)

(7) a = fC (8) (9)

Задача 1. Вычислите [OH^] в 0,1 м растворе NH₄ОН.

Решение: из формулы (4) = = 1,3310^2 (долей единицы).

[OH^] = C = 0,1·1,33·10^2 = 1,33·10^3 моль/л.

Задача 2. При какой молярной концентрации уксусной кислоты в растворе ее степень диссоциации равна 0,01?

Решение: по формуле (3) 1,810^1 моль/л

Задача 3. Повлияет ли на процесс диссоциации NH₄OH добавление а)HCl; б)NaOH ?

Р ешение: а) NH₄OH является слабым электролитом. Ионное равновесие в его растворе выражается условно уравнением: NH₄OH NH₄⁺ + OH^ (1)

Ионы ОН^ соединяются с ионами Н⁺ хлороводородной кислоты, диссоциирующей нацело: HCl  H⁺ + Cl^ (2), при этом образуются молекулы почти недиссоциирующей воды: ОН^ + Н⁺  Н₂О (3). Уменьшение концентрации OH^ в соответствии с принципом Ле-Шателье приведет к тому, что равновесие (1) будет смещено вправо, т.е. процесс диссоциации NH₄OH усилится.

б) Добавление NaOH, диссоциирующего по уравнению: NaOH  Na⁺ + OH^ (4)

приведет к увеличению концентрации OH^-, что вызовет смещение равновесия (1) влево, т.е. процесс диссоциации будет подавляться.

Задача 4. Вычислите ионную силу и активности ионов в 0,08 растворе CaCl₂.

Решение: концентрации ионов Са²⁺ и Cl^ равны соответственно 0,08 и 0,16 моль/л согласно уравнению диссоциации соли: CaCl₂  Ca²⁺ + 2Cl^

1моль 1 моль 2 моль

0,08 моль 0,08 моль 0,16 моль.

Ионная сила раствора по формуле (7) составляет:

Коэффициенты активности Cl^ рассчитывают по формуле (9) либо находят по таблице (см.приложение). Пользуясь формулой (8), находят активность каждого иона:

а(Ca²⁺) = 0,23·0,08 = 0,018 моль/л; а(Cl^-) = 0,69·0,16 = 0,11 моль/л.

Задача 5. Составьте уравнения реакций гидролиза солей в ионной и молекулярной формах. 5.1 Ацетат натрия 5.2 Карбонат натрия 5.3 Хлорид аммония 5.4 Сульфат меди(II) 5.5 Сульфид аммония.

Решение. Гидролизом называют обратимое обменное взаимодействие ионов соли с молекулами воды, приводящее к образованию слабого электролита и изменению реакции среды.

 Движущей силой или причиной гидролиза является образование слабого электролита: чем слабее образующийся электролит,тем глубже протекает гидролиз (тем больше степень гидролиза соли).

Гидролизу подвергаются соли, образованные:

1)сильным основанием и слабой кислотой;

2)слабым основанием и сильной кислотой;

3)слабым основанием и слабой кислотой,

так как при их гидролизе может образовываться слабый электролит.

 Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются, так как взаимодействие катиона сильного основания и аниона сильной кислоты с водой не приводит к образованию слабого электролита.

I.Гидролиз по аниону слабой кислоты.

5.1 Ацетат натрия – соль, образованная сильным основанием NaOH и слабой кислотой СН₃СООН, диссоциирует по уравнению: NaCH₃COO  Na⁺ + СН₃СОО^

И з этих ионов участвовать в реакции гидролиза может только ацетат-ион, являющийся анионом слабой кислоты: СН₃СОО^ + Н⁺ОН^ СН₃СООН + ОН^

слабый электролит

Этому уравнению соответствует молекулярное уравнение:

NaCH₃COO + HOH СН₃СООН + NaOH

Раствор данной соли имеет щелочную реакцию среды, рН>7, т.к. согласно ионному уравнению в растворе накапливаются гидроксид-ионы.

5.2 Карбонат натрия  в водном растворе идет процесс диссоциации соли:

Na₂CO₃  2Na⁺ + CO₃^2

С оль эта образована сильным основанием NaOH и слабой двухосновной угольной кислотой, поэтому в реакции гидролиза участвует ион СО₃^2, который, соединяясь с ионом Н⁺ воды, может дать слабый электролит (слабую кислоту). Но поскольку угольная кислота диссоциирует ступенчато, ступенчато идет и обратный процесс – процесс взаимодействия ионов СО₃^2 с ионами Н⁺. Отсюда вытекает, что гидролиз Na₂CO₃ идет ступенчато: 1 ступень: СО₃^2 + Н⁺ОН^ НСО₃^ + ОН^ ионное уравнение

слабый электролит

Na₂CO₃ + НОН NaHCO₃ + NaOH молекулярное уравнение

2 ступень: НСО₃^ + НОН Н₂СО₃ + NaOH

NaНCO₃ + НОН Н₂СО₃ + NaOH.

Реакция раствора данной соли щелочная, рН>7.

Как видно из приведенных уравнений, гидролиз Na₂CO₃ по первой ступени идет с образованием кислой соли и только по второй ступени образуется угольная кислота.

Практически гидролиз идет только по первой ступени.Это объясняется тем, что ионы НСО₃^ диссоциируют гораздо труднее [К(НСО₃^)=5,610^11)], чем молекулы Н₂СО₃ [К(Н₂СО₃)=4,310^7)], т.е. ион НСО₃^ является более слабым электролитом, чем молекула Н₂СО_3. Кроме того, в растворе накапливаются ОН^-ионы, смещающие равновесие гидролиза по второй ступени влево.

Таким образом, гидролиз солей многоосновных кислот практически не идет дальше первой ступени и заканчивается образованием кислых солей.

II Гидролиз по катиону слабого основания

5.3 Хлорид аммония  соль, образованная слабым основанием NH₄OH и сильной кислотой HCl, в водном растворе диссоциирует по уравнению: NH₄Cl  NH₄⁺ + Cl^.

К атион слабого снования NH₄⁺ может участвовать в реакции гидролиза, связываясь с гидроксид-ионом воды: NH₄⁺ + H⁺OH^ NH₄OH + H⁺ ионное уравнение

слабый электролит

NH₄Cl + HOH NH₄OH + HCl молекулярное уравнение

В растворе образуется избыток ионов Н⁺, следовательно, реакция среды кислая, рН<7.

5.4. Сульфат меди (II)  соль, образованная сильной серной кислотой и слабым двухкислотным основанием Cu(OH)₂. В реакции гидролиза принимают участие ионы Сu²⁺, при этом взаимодействие этих ионов с ионами ОН^ воды идет ступенчато.

1 ступень: Cu²⁺ + HOH CuOH⁺ + H⁺ ионное уравнение

слабый электролит

2CuSO₄ + 2HOH (CuOH)₂SO₄+H₂SO₄ молекулярное уравнение

2 ступень: СuOH⁺ + HOH Cu(OH)₂ + H⁺

(CuOH)₂SO₄ + 2HOH Cu(OH)₂ + H₂SO₄

Реакция среды раствора этой соли кислая, рН<7.

Практически гидролиз останавливается на первой ступени. Следовательно, гидролиз солей многокислотных оснований идет с образованием основных солей.

III Гидролиз по катиону слабого основания и аниону слабой кислоты

5.5 Сульфид аммония  соль, образованная слабым основанием NH₄OH и слабой кислотой H₂S. В данном случае и катион, и анион соли участвуют в реакции гидролиза, связывая ионы Н⁺ и ОН^- воды с образованием слабого основания и слабой кислоты.

1 ступень: S^2 + H⁺OH^ + NH₄⁺ HS^ + NH₄OH ионное уравнение

слабый электролит слабый электролит

(NH₄)₂S + HOH NH₄HS + NH₄OH молекулярное уравнение

Практически гидролиз идет по первой ступени.

В зависимости от соотношения констант диссоциации образующихся при гидролизе кислоты и основания, растворы cолей могут иметь слабокислую или слабощелочную реакцию, т.е. рН близко к 7. В данном случае К(HS^-)=1,3·10^13 << К(NH₄OH)=1,8·10^5, поэтому реакция среды слабощелочная.

Задача 6. Какие процессы будут происходить при смешивании водных растворов сульфида натрия и хлорида алюминия? Составьте уравнение реакции.

Решение: AlCl₃ – соль образована слабым основанием Al(OH)₃ и сильной кислотой HCl. Na₂S – соль образована сильным основанием NaOH и слабой кислотой H₂S. При смешивании растворов этих солей, обе соли гидролизуются, в реакции гидролиза участвуют ионы Al³⁺, связывая ионы ОН^ из воды, и ионы S^2, связывающие ионы Н⁺ из воды. Электролитическая диссоциация воды: Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^ резко смещается вправо. Это приводит к тому, что гидролиз обеих солей доходит до конца согласно ионному уравнению: 2Al³⁺ + 3S^2 + 6HOH  2Al(OH)₃ + 3H₂S,

молекулярное: 2AlCl₃ + 3Na₂S + 6HOH  2Al(OH)₃ + 3H₂S+ 6NaCl

Примечание. В таблице растворимости против солей, подвергающихся полному гидролизу, стоит прочерк и указывается, что эти соли в водном растворе не существуют, так как они разлагаются водой.

Задача 7. Определите реакцию среды в водном растворе KMnO₄.

Решение: KMnO₄ - соль образована сильным основанием КОН и сильной кислотой HMnO₄, следовательно, ни ион К⁺, ни ион MnO₄^ не могут связывать ионы Н⁺ и ОН^ из воды с образованием слабого электролита. Соль KMnO₄ не принимает участия в гидролизе и реакция среды в растворе определяется диссоциацией молекул воды:

Н ₂О Н⁺+ОН^, т.е. нейтральная, рН =7.

Задача 8. Как усилить гидролиз соли CH₃COONa?

Решение: напишем уравнение реакции гидролиза этой соли в ионной форме:

C H₃COO^ + HOH CH₃COOH + OH^ (1)

Чтобы сместить равновесие реакции вправо, надо уменьшить концентрацию ОН^-ионов, чего можно достичь добавлением кислоты (например, HCl) и связыванием ионов ОН^ в молекулы практически не диссоциирующей воды: Н⁺ + ОН^  Н₂О (2)

Концентрация ионов ОН^ резко падает и по принципу Ле-Шателье равновесие (1) смещается в сторону прямой реакции, гидролиз усиливается. Кроме того, гидролиз усиливается при разбавлении соли и повышении температуры (Н > 0).