1.4. Вопросы для самостоятельной подготовки к контрольной работе

1. Назовите основные классы сложных неорганических веществ.

2. Какие соединения называются оксидами? На какие два типа они делятся? Приведите примеры.

3. Какие оксиды образуют металлы? Приведите примеры и охарактеризуйте их химические свойства.

4. Какие оксиды образуют неметаллы? Приведите примеры и охарактеризуйте их химические свойства.

5. Какие элементы образуют амфотерные оксиды? Приведите примеры и охарактеризуйте их химические свойства.

6. Какие соединения называются гидроксидами? Приведите примеры их получения. Приведите примеры оснований и их химических свойств.

7. Приведите примеры кислот и их химических свойств.

8. На какие типы делятся соли?

9. На примере химических реакций покажите, как можно получить средние соли.

10. Какие атомы и группы атомов входят в состав кислых, основных солей?

1.5. Задачи и упражнения для самостоятельной работы

1. К каким классам неорганических соединений относятся следующие вещества: NaCl, NaOH, CaO, HCl, P₂O₅, Cu(NO₃)₂, Zn(OH)₂, Al₂O₃, CrCl₃, Na₂ZnO₂ ?

2. Напишите формулы следующих оксидов: оксид калия, оксид железа (II), оксид фосфора, оксид алюминия, оксид серы (VI), оксид никеля (II).

3. Укажите кислотные, основные и амфотерные оксиды: SO₃, Na₂O, N₂O₅, Al₂O₃, BeO, CaO, Cl₂O₇, CO₂, MgO, Cr₂O₃, SiO₂.

4. Напишите формулы и названия гидроксидов, которые соответствуют следующим оксидам: NiO, K₂O, CuO, CaO.

5. Напишите формулы и названия гидроксидов, которые соответствуют следующим оксидам: P₂O₅, SO₂, N₂O₅, CO₂, Cr₂O₃, SiO₂.

6. Получите все возможные соли при взаимодействии:

а) Al(OH)₃ и HCl; б) NaOH и H₃PO₄; в) LiOH и HNO₃.

7. Составьте уравнения реакций получения хлорида магния: действием кислоты на металл; действием кислоты на основание; действием соли на соль.

8. Составьте уравнения реакций между кислотами и основаниями, приводящие к образованию следующих солей: NaNO₃, LiHCO₃, Fe₂(SO₄)₃.

9. Как доказать амфотерный характер следующих соединений: ZnO, Al₂O₃, Cr(OH)₃?

10. Какие из перечисленных кислот образуют кислые соли: HCl, H₂SiO₃, Н₂СО₃, СН₃СООН?

11. Напишите молекулярные реакции, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

а) Na → Na₂O → NaOH → NaCl → AgCl;

б) Si → SiO₂ → CaSiO₃ → H₂SiO₃;

в) S → SO₃ → H₂SO₄ → KHSO₄ → K₂SO₄;

г) Fe → Fe₂O₃ → FeCl₃ → Fe₂(SO₄)₃ → Fe(OH)₃;

д) Zn → ZnSO₃ → Zn(OH)₂ → ZnOHCl → ZnCl₂;

e) Al → Al₂(SO₄)₃ → Al(OH)₃ → Al(OH)₂Cl → AlOHCl₂ → AlCl₃.

Литература: [1, гл. 4, §§ 4.1 – 4.4]; [2, гл. 1, § 15]; [4, гл. 4, §§ 4.1 – 4.4]; [5, работы 4, 5].

Тема 2. Равновесия в водных растворах электролитов. Водородный показатель. Гидролиз солей

2.1. Электролитическая диссоциация

Кислот, оснований, солей

Растворы – это гомогенные (однородные) системы, состоящие из растворенного вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия.

Большое значение имеют жидкие растворы, где в качестве растворителя выступает вода. По способности растворяться в воде все вещества делятся на три группы: 1) хорошо растворимые (в табл. растворимости они обозначены буквой Р); 2) малорастворимые – М; 3) практически нерастворимые – Н (табл. 2.1).

Таблица 2.1

Таблица растворимости солей, кислот и оснований в воде

Анион

Катион

H+

K+, Na+

NH4+

Ag+

Mg2+

Ca2+

Cu2+

Ba2+

Zn2+

Fe2+

Fe3+

AI3+

OH-

Р

Р

Р

-

Н

М

Н

Р

Н

Н

Н

Н

CI-

Р

Р

Р

Н

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Br

Р

Р

Р

Н

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

NO3-

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

S2-

Р

Р

Р

Н

-

-

Н

Р

Н

Н

Н

-

SO32-

Р

Р

Р

М

М

М

-

H

М

М

-

-

SO42-

Р

Р

Р

М

Р

М

Р

H

Р

Р

Р

Р

CO32-

Р

Р

Р

Н

М

Н

Н

H

Н

Н

-

-

HCO3-

Р

Р

Р

Н

Р

Р

-

H

-

Р

Р

Р

SiO32-

Н

Р

-

Н

Н

Н

Н

H

Н

Н

Н

Н

PO43

Р

Р

Р

Н

H

H

H

H

H

H

H

H

CH3COO

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

-

Р

Примечание. Черта означает, что вещество не существует или разлагается водой.

Многие вещества, растворяясь в воде, под влиянием ее полярных молекул распадаются на ионы. Этот процесс называется электролитической диссоциацией, а вещества, распадающиеся на ионы (кислоты, основания, соли), – электролитами. Вещества, полностью распадающиеся на ионы (практически необратимый процесс), называются сильными электролитами. Соединения, частично распадающиеся на ионы (обратимый процесс), называются слабыми электролитами. Силу любого электролита количественно можно оценить степенью диссоциации (α) или константой диссоциации для слабых электролитов (обратимый процесс).

Степень диссоциации зависит от концентрации, температуры и природы вещества; выражается в процентах или долях единицы; определяется отношением числа молекул, которые распались на ионы (n), к общему числу молекул в растворе, N:

. (2.1)

Константа диссоциации К_Д – это отношение произведения равновесных концентраций ионов к равновесной концентрации недиссоциированных молекул. Константа диссоциации зависит от природы электролита, температуры и не зависит от концентрации вещества (табл. 2.2).

А_nВ_m  nА^m+ + mВ^n;

молекула вещества ионы

. (2.2)

Чем меньше α или К_дисс., тем слабее электролит.

К сильным электролитам относятся: соли; сильные кислоты (HCI, H₂SO₄, HNO₃, HBr, HI и др.); основания (LiOH, NaOH, KOH, CsOH, Ba(OH)₂, Sr(OH)₂).

К слабым электролитам относятся: слабые кислоты (H₂SO₃, HNO₂, H₂СO₃, Н₂SiO₃, H₃РО₄, Н₃ВО₃, СН₃СООН, H₂S, НСN, HF и др.); слабые нерастворимые в воде основания (Fe(OH)₂, Pb(OH)₂, Cu(OH)₂ и др.); гидроксид аммония NH₄ОН; вода (Н₂О).

Таблица 2.2