- •Практикум – методические материалы по выполнению практических заданий
- •1. Основные классы неорганических соединений
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •2. Газовые законы. Простейшие стехиометрические законы
- •2.1. Взаимозависимые параметры состояния газов
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •2.2. Химические эквиваленты
- •Примеры составления условия задач и их решения
- •3. Основные закономерности протекания химических реакций
- •3.1. Энергетика химических реакций. Химико-термодинамические расчеты
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •3.2. Скорость химических реакций и химическое равновесие
- •Примеры составления условий задачи и их решение
- •4. Окислительно – восстановительные процессы
- •4.1. Окислительно-восстановительные реакции
- •Ионно-электронный метод
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •4.2. Гальванические элементы
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •4.3. Электролиз
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •5. Растворы
- •5.1 Способы выражения содержания растворенного вещества в растворе
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •5.2. Физико-химические свойства разбавленных растворов неэлектролитов
- •Свойства растворов неэлектролитов
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •5.3. Растворы электролитов
- •5.4. Ионное произведение воды. Водородный показатель
- •Примеры составления задач и их решения
- •5.5. Молекулярно-ионные уравнения обменных реакций между растворами электролитов
- •Примеры составления задач и их решения
- •5.6. Произведение растворимости
- •Примеры составления задач и их решения
- •5.7. Гидролиз солей
- •Примеры составления задач и их решения
- •6. Строение атома
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •7. Комплексные соединения
- •Примеры составления задач и их решение
- •«Общая и неорганическая химия» Методические указания к лабораторным работам Основные классы неорганических соединений
- •Кислоты
- •Гидроксиды (основания)
- •Лабораторная работа
- •Опыт 2. Взаимодействие основных оксидов с водой
- •Опыт 3. Взаимодействие кислотных оксидов с водой
- •Опыт 4. Получение нерастворимых в воде оснований
- •Опыт 5. Химические свойства кислот
- •Комплексные соединения
- •Номенклатура комплексных соединений
- •Равновесия в системах, содержащих комплексные соединения. Устойчивость комплексных соединений
- •Основные типы комплексных соединений
- •Получение комплексных соединений
- •Лабораторная работа
- •Растворы Гидролиз солей Окислительно-восстановительные реакции
- •Растворы. Растворимость веществ в воде. Свойства растворов
- •Примеры решения типовых задач
- •Задачи для самостоятельной работы
- •Лабораторная работа 1
- •Способы выражения концентрации растворов
- •Примеры решения типовых задач
- •Контрольные вопросы и упражнения для самостоятельной работы
- •Лабораторная работа 2
- •Электролитическая диссоциация
- •Примеры решения типовых задач
- •Примеры решения типовых задач
- •Лабораторная работа 3 электролитическая диссоциация
- •Диссоциация воды водородный показатель
- •Примеры решения типовых задач
- •Гидролиз солей
- •1. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой
- •2. Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием
- •3. Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием
- •5. Гидролиз солей, образованных слабыми многоосновными кислотами и сильными основаниями
- •6. Гидролиз солей, образованных сильными кислотами и слабыми
- •7. Совместный гидролиз двух солей, одна из которых образована слабым основанием и сильной кислотой, а другая – сильным основанием и слабой кислотой
- •Примеры решения типовых задач
- •Контрольные вопросы и задачи для самостоятельной работы
- •Лабораторная работа 4 гидролиз солей
- •Окислительно-восстановительные реакции
- •Окислительно-восстановительные потенциалы в реакциях окисления- восстановления
- •Задачи для самостоятельной работы
- •Лабораторная работа 5 окислительнол_восстановительные реакции
- •Библиографический список
- •3 Мл 3 мл роданид хлорид
Гидролиз солей
Диссоциацией воды объясняется важное явление – гидролиз солей. Водные растворы многих солей обнаруживают кислую или щелочную реакцию. Так, реакция раствора хлорида алюминия AlCl3 – кислая, а реакция раствора карбоната натрия Na2CO3 – щелочная. Кислотный или щелочной характер среды обусловлен присутствием и в растворе избытка водородных или гидроксидных ионов, образующихся в результате взаимодействия ионов воды с ионами соли. Ничтожно малое количество ионов водорода и гидроксид-ионов в воде находится в равновесии с большим числом недиссоциированных молекул. При растворении солей может происходить связывание одного из ионов воды в результате образования очень слабого диссоциирующего основания или очень слабой кислоты. Это вызывает диссоциацию новых молекул воды (т.е. смещение равновесия) и постепенное накопление в растворе избытка водородных или гидроксидных ионов.
Взаимодействие ионов соли с ионами воды, сопровождающееся изменением концентрации водородных или гидроксид-ионов, носит название гидролиза солей.
Рассмотрим различные случаи гидролиза солей.
1. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой
Примером может служить хлорид аммония (NH4Cl). Реакция гидролиза данной соли выражается уравнением:
NH4Cl + H2O NH4OH + HCl.
В ионной форме уравнение реакции гидролиза имеет вид
NH4+ + H2O NH4OH + H+.
Вследствие связывания ионов ОН- ионами аммония в слабодиссоциирующие молекулы NH4OH в растворе появляется избыток водородных ионов и раствор становился кислым. Точно так же и растворы других солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, имеют кислую реакцию.
2. Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием
При гидролизе соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием образуется слабая кислота и избыток гидроксид-ионов.
Примером может служить гидролиз цианида калия, протекающий по уравнению:
KCN + H2O HCN + KOH;
в ионной форме: CN- + H2O HCN + OH-.
В результате гидролиза солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, концентрация гидроксид-ионов возрастает и раствор становится щелочным.
3. Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием
Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием, можно рассмотреть на примере ацетата аммония CH3COONH4:
CH3COONH4 + H2O CH3COOH + NH4OH;
в ионной форме:
CH3COO- + NH4++ H2O CH3COOH + NH4OH.
Образующиеся в результате гидролиза кислота и основание практически равны по силе: раствор такой соли оказывается почти нейтральным.
Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием, почти полностью гидролизуются. Реакция гидролиза таких солей практически необратима.
4. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергается. Ионы таких солей не образуют с ионами H+ и OH- воды слабодиссоциирующих или труднорастворимых соединений. В этом случае равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами воды не нарушается, их растворы остаются нейтральными.
Например:
NaCl + H2O NаOH + НCl
H2O OH-+ H+.