22

рН = 14 – рОН.

Для расчёта рОН воспользуемся формулой (16)

рОН = -lg [ОН ].

Концентрацию гидроксид – ионов определим по формуле (3) [ОН ] = n(ОН ) / V.

Таким образом, [ОН ] = n(ОН ) / V = 0,05моль / 0,1л = 0,5 моль/л.

рОН = -lg [ОН ] = -lg 0,5 = 0,3.

рН = 14 – рОН = 14 – 0,3 = 13,7.

Ответ: рН = 13,7.

Задание г)

Определите рН в растворе, полученном при сливании 450мл 0,01М раствора Ca(OH)2 и 300мл 0,02М раствора HCl.

Введём необходимые обозначения:

Объём раствора Ca(OH)2 - V1 = 150мл = 0,15л;

Молярная концентрация раствора Ca(OH)2 – С1 = 0,01моль/л; Объём раствора HCl – V2 = 300мл = 0,3л

Молярная концентрация раствора HCl – С2 = 0,02моль/л; Плотности всех растворов – ρ = 1г/мл.

Определить водородный показатель в третьем смешанном растворе– рН3.

Решение

Напишем уравнение реакции нейтрализации: Ca(OН)2 + 2HCl → CaCl2 + 2Н2О

Реакцию среды после процесса нейтрализации будет определять избыток кислоты или основания, если данные вещества не реагируют в эквимолекулярных соотношениях. Для ответа на вопрос, какое вещество находится в избытке, определим количество молей Ca(OН)2 (n1) и HCl (n 2)в смешанном растворе, используя формулу (3)

С1 = n1 / V1 → n1 = С1•V1 = 0,01моль/л • 0,015л = 0,0015моль n 2 = С2•V2 = 0,02моль/л • 0,3л = 0,006моль.

1 моль Ca(OН)2 реагирует с 2 моль HCl, следовательно 0,0015моль Ca(OН)2 прореагирует с 0,003моль HCl. Таким образом, HCl находится в избытке. Избыток количества молей HCl составляет:

∆n2 = 0,006моль – 0,003моль = 0,003моль

HCl – сильная кислота и диссоциирует нацело и необратимо:

HCl → H+ + Cl . Очевидно, что [H+]3 = С(HCl)3 = n(HCl)3 / V3

где [H+]3 – концентрация ионов водорода после процесса нейтрализации; С(HCl)3 – концентрация HCl после процесса нейтрализации;

n(HCl)3 – количество молей HCl после процесса нейтрализации; V3 – объём смешанного раствора.

23

Объём смешанного раствора равен сумме раствора Ca(OH)2 (V1) и раствора HCl (V2), так как плотности этих растворов равны 1г/мл:

V3 = V1 + V2 = 0,15л + 0,3л = 0,45л.

Рассчитаем концентрацию ионов водорода после процесса нейтрализации [H+]3 по формуле (3) и рН3 по формуле (15)

[H+]3 = n(HCl)3 / V3 = 0,003моль / 0,45л = 0,0067моль/л = 6,7•10-3моль/л. рН3 = - lg[Н+] = -lg 6,7•10-3моль/л = 2,17

Ответ: рН3 = 2,17.

4 ОБМЕННЫЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

15Все реакции можно разделить на два типа: 1) реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов (окислительно-восстановительные реакции); 2) реакции, протекающие без изменения степени окисления элементов. Ко второму типу относятся обменные реакции в растворах электролитов. В разбавленных растворах электролитов реакции протекают в большинстве случаев между ионами. Для описания подобных реакций пользуются ионномолекулярными уравнениями. При составлении таких уравнений руководствуются следующими правилами: 1) в виде ионов записывают только хорошо растворимые и сильные электролиты; 2) в виде молекул записывают нерастворимые в воде соединения и слабые электролиты. В смеси разбавленных растворов двух электролитов обменная реакция возможна, если в результате образуются слабые электролиты и малорастворимые в воде соединения.

1) Пример образования малодиссоциированных соединений, более слабых, чем исходные электролиты.

Уравнение реакции в молекулярном виде:

3NaOН + Н3PO4 → Na3PO4 + 3Н2О

Уравнение реакции в молекулярном виде:

3Na+ + 3OН + Н3PO4 → 3Na+ + PO43 + 3Н2О

Уравнение реакции в молекулярном виде (краткое): 3OН + Н3PO4 → PO43 + 3Н2О

Вода слабее фосфорной кислоты, поэтому равновесие в данной реакции смещено вправо. Обратите внимание на то, что вода слабее любой кислоты и любого основания.

2) Пример образования малорастворимых в воде соединений. Уравнение реакции в молекулярном виде:

Na2SO4 + Ba(ОН)2 → BaSO4 + 2NaОН

Уравнение реакции в ионно-молекулярном виде:

2Na+ + SO42 + Ba2+ + 2ОН → BaSO4↓ + 2Na+ + ОН

Уравнение реакции в ионно-молекулярном виде (краткое): SO42 + Ba2+ → BaSO4↓

16Примером реакции обмена в растворе может служить гидролиз соли. Гидролиз – это процесс обменного взаимодействия вещества с водой. Упро-

щённо процесс гидролиза можно представить следующей схемой: К+А + Н+ОН ↔ К+ОН + Н+А

24

Реакция пойдёт, если хотя бы один из полученных продуктов является слабым электролитом. Таким образом, гидролизу подвержены все соли, образованные анионом слабой кислоты или катионом слабого основания. В кратком ионно – молекулярном виде гидролиз таких солей схематично можно предста-

вить следующими уравнениями:

А + Н+ОН ↔ Н+А + ОН К+ + Н+ОН ↔ К+ОН + Н+

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, не гидролизуются и реакция среды в растворах таких солей нейтральная (рН = 7).

Пример соли, гидролизующейся только по катиону: нитрат бериллия Bе(NO3)2. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой, поэтому реакция среды в растворе данной соли кислая (рН < 7).

Пример соли, гидролизующейся только по аниону: карбонат калия К2CO3. Соль образована слабой кислотой и сильным основанием, поэтому реакция среды в растворе данной соли щелочная (рН > 7).

Пример соли, гидролизующейся и по катиону, и по аниону: цианид аммония NH4СN (слабая кислота и слабое основание). Для определения реакции среды в растворе данной соли необходимо сравнить константы диссоциации кислоты и основания. Константа диссоциации основания (1.8•10-5) больше константы диссоциации кислоты (10-10), следовательно, реакция среды в водном растворе цианида аммония щелочная (рН > 7). Подробнее с уравнениями реакций гидролиз солей Bе(NO3)2, К2CO3 и NH4СN рассмотрен на стр.26-27.

Количественно гидролиз соли характеризуется степенью гидролиза (h) и константой гидролиза (Кг). Степень гидролиза (h) представляет собой отношение числа прогидролизованных молекул к общему числу молекул соли, введённых в раствор. Константа гидролиза – это константа равновесия процесса гидролиза. Например, для гидролиза по аниону в общем виде А + НОН ↔ НА + ОН можно записать:

где [ОН ] и [НА] - молярные концентрации гидроксид - ионов и слабой кислоты в растворе, моль/л;

[А ] - молярная концентрация аниона слабой кислоты в растворе (или концентрация соли, если кислота одноосновна), моль/л.

4.1 Вопросы к контрольному заданию

а) Напишите уравнения трёх реакций, указанных в пункте а) Вашего варианта, в молекулярном и ионно-молекулярном виде, в водном растворе, назовите полученные соединения

б) Определите, какие соли, указанные в задании б) будут подвергаться гидролизу в водном растворе. Приведите для данных солей молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза. Оцените реакцию среды в их водных растворах и приведите выражение константы гидролиза для каждой ступени гидролитических процессов.

25

Таблица 5 – Задания к разделу: «Основные классы неорганических соединений»

26

4.2 Пример решения контрольного задания (задача № 64 )

Задание а)

1) В результате реакции муравьиной кислоты с нитритом натрия в водном растворе, получаются формиат натрия и азотистая кислота;

НСООН + NaNO2 → НСООNa + НNO2

НСООН + Na+ + NO2 → НСОО + Na+ + НNO2.

Муравьиная и азотистая кислоты – слабые электролиты, поэтому в ионномолекулярном виде формулы этих соединений надо записывать в виде молекул.

2) В результате реакции гидроксида аммония с плавиковой (фтороводородной) кислотой получаются фторид аммония и вода:

NH4ОН + НF → NH4F + H2О

NH4ОН + НF → NH4+ + F + H2О

Гидроксид аммония и фтороводородная кислота – слабые электролиты, однако вода значительно более слабый электролит, поэтому равновесие процесса смещено в сторону прямой реакции.

3) В результате реакции гидроксида бария (сильного электролита) с оксидом серы (4) получаются мало растворимый в воде сульфит бария и вода (очень слабый электролит):

Ba(ОН)2 + SO2 → BaSO3 + H2О

Ba2+ + 2ОН + SO2 → BaSO3 ↓ + H2О

Задание б)

Из пяти солей, данных в условии задачи № 64, гидролизуются в водном растворе только три соли: карбонат калия (К2CO3); нитрат бериллия (Bе(NO3)2), и цианид аммония (NH4CN). Иодид натрия не гидролизуется в водном растворе, так как эта соль образована сильными электролитами: сильным основанием (гидроксидом натрия NaОН) и сильной иодоводородной кислотой (НJ). Нитрат кальция образован сильным основанием (гидроксидом кальция Сa(ОН)2) и сильной азотной кислотой (НNO3).

Карбонат калия (К2CO3) гидролизуется по аниону, так как данная соль образована сильным основанием (гидроксидом калия КОН) и слабой угольной кислотой (Н2CO3).

Уравнения реакции гидролиза карбоната калия в ионно-молекулярном виде (краткая форма) позволяют сделать вывод о щелочной реакции среды в водном растворе карбоната калия (рН > 7):

1-ая ступень - CO32 + H2О ↔ HCO3 + ОН 2-ая ступень - HCO3 + H2О ↔ Н2CO3 + ОН

Уравнения реакции гидролиза карбоната калия в молекулярном виде:

1-ая ступень – К2CO3 + H2О ↔ КHCO3 + КОН

27

2-ая ступень - КHCO3 + H2О ↔ Н2CO3 + КОН

Константы равновесия 1-ой и 2-ой ступеней гидролиза карбоната калия (константы гидролиза) можно выразить из уравнения процесса в ионномолекулярном виде:

Кг1 = [HCO3 ] · [ОН ]/ [CO32 ] = Кw/ Кд2 кислоты Кг2 = [H2CO3] · [ОН ]/ [HCO3 ] = Кw/ Кд1 кислоты

Нитрат бериллия (Bе(NO3)2), гидролизуется по катиону, так как данная соль образована слабым основанием (гидроксидом бериллия Bе(ОН)2) и сильной азотной кислотой (НNO3).

Уравнения реакции гидролиза нитрата бериллия в ионно-молекулярном виде (краткая форма) позволяют сделать вывод о кислой реакции среды в водном растворе нитрата бериллия (рН < 7):

1-ая ступень – Bе2+ + H2О ↔ BеОН+ + Н+ 2-ая ступень - BеОН+ + H2О ↔ Bе (ОН)2 + Н+.

Уравнения реакции гидролиза нитрата бериллия в молекулярном виде:

1-ая ступень - Bе(NO3)2 + H2О ↔ BеОНNO3 + НNO3

2-ая ступень - BеОНNO3 + H2О ↔ Bе(ОН)2 + КОН

Константы равновесия 1-ой и 2-ой ступеней гидролиза карбоната калия (константы гидролиза) можно выразить из уравнения процесса в ионномолекулярном виде:

Кг1 = [BеОН+] · [Н+]/ [Bе 2+] = Кw/ Кд2 основания Кг2 = [Bе(ОН)2] · [Н+]/ [BеОН+] = Кw/ Кд1основания

Гидролиз цианида аммония протекает и по катиону, и по аниону, так как гидроксид аммония и цианистая кислота – слабые электролиты:

NH4+ + СN + H2О ↔ NH4ОН + НСN

Уравнения реакции гидролиза цианида аммония в молекулярном виде:

NH4СN + H2О ↔ NH4ОН + НСN

Сравнение констант диссоциации гидроксида аммония (1.8•10-5) и цианистой кислоты (10-10) позволяет определить реакцию среды в водном растворе цианида аммония. Константа диссоциации основания больше константы диссоциации кислоты, следовательно, реакция среды в водном растворе цианида аммония щелочная (рН > 7).

28

5 ВОПРОСЫ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К ЭКЗАМЕНУ

1 Оксиды. Номенклатура оксидов. Солеобразующие и несолеобразующие оксиды. Кислотные, основные и амфотерные оксиды (примеры). Химические свойства кислотных, основных и амфотерных оксидов: взаимодействие с водой, оксидами, кислотами и основаниями.

2 Кислоты. Определение понятия «кислота» с позиций теории электролитической диссоциации. Классификация кислот: по: 1)основности; 2) силе электролита; 3) содержанию кислорода; 4) мета - и ортокислоты. Названия кислородсодержащих и бескислородных кислот. Уравнения электролитической диссоциации сильных кислот (на примере серной) и слабых кислот (на примере фосфорной) в водном растворе. Химические свойства кислот: взаимодействие с металлами, основными оксидами, и основаниями.

3 Основания. Определение понятия «основание» с позиций теории электролитической диссоциации. Номенклатура оснований. Классификация оснований по: 1) кислотности; 2) силе электролита. Сильные основания – щёлочи, амфотерные гидроксиды. Уравнения электролитической диссоциации сильных и слабых оснований в водном растворе. Химические свойства оснований: взаимодействие с кислотными оксидами, и кислотами.

4 Соли. Определение понятия «соль» с позиций теории электролитической диссоциации. Классификация солей (соли кислые, средние и основные). Номенклатура солей. Составление формулы соли по её названию. Уравнения диссоциации средних, кислых, и основных солей. Составление формулы соли по её названию. Способы получения солей.

5 Основные классы неорганических соединений. Оксиды. Кислоты. Основания. Соли. Взаимные переходы между основными классами неорганических соединений.

6 Атомно-молекулярное учение. Основные понятия химии: атом, молекула, элемент, моль, относительная атомная и молекулярная массы, молярная масса и молярный объём, число Авогадро.

7 Стехиометрические законы: закон сохранения массы, закон постоянства состава, закон Авогадро и следствия из него. Примеры задач на законы стехиометрии.

8 Основные сведения о строении атома. Составные части атома: ядро (протоны, нейтроны), электроны. Квантовый характер излучения и поглощения энергии. Двойственная природа электрона. Формы электронных облаков для s-, p-, d-, f-состояний. Понятие атомной орбитали. Принцип Паули. Энергетический уровень и подуровень.

9 Химическая связь. Ковалентная химическая связь (полярная и неполярная). Обменный и донорно-акцепторный механизмы образования ковалентной связи. Ионная связь как предельный случай полярной ковалентной связи. Примеры соединений с ковалентной и ионной связями. Металлическая связь. Водородная связь.

10 Понятие о химическом равновесии. Скорости прямой и обратной реакций. Закон действующих масс. Динамический характер химического равновесия. Константа химического равновесия как характеристика системы в состоянии равновесия. Смещение химического равновесия: влияние на химическое равно-

29

весие температуры, давления и концентраций реагирующих веществ. Принцип Ле-Шателье.

11 Растворы. Определение понятий «раствор», «растворитель», «растворённое вещество». Различные способы выражения концентраций растворов: массовая доля ω(X), молярная концентрация C(X) и их взаимные пересчёты.

12 Теория электролитической диссоциации. Электролиты и неэлектролиты. Сильные и слабые электролиты, Ступенчатая диссоциация слабых электролитов. Степень диссоциации. Расчёт концентраций ионов в растворах сильных электролитов.

13 Равновесия в растворах слабых электролитов. Константа диссоциации и связь константы со степенью диссоциации. Расчёт концентраций ионов в растворах слабых кислот и оснований (в децимолярном растворе азотистой кислоты или гидроксида аммония).

14 Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов в нейтральных, щелочных и кислых растворах. Водородный и гидроксидный показатели: pH и pOH. Расчёты pH в растворах слабых и сильных кислот и оснований.

15 Типы химических реакций. Реакции, протекающие без изменения степени окисления. Обменные реакции в растворах электролитов: взаимодействия между кислотами и основаниями (реакции нейтрализации) с образованием кислых, средних и основных солей; обменные взаимодействия с образованием малорастворимых соединений и слабых электролитов. Запись уравнений обменных реакций в молекулярном, полном и сокращённом ионно-молекулярном виде.

16 Гидролиз солей как обменная реакция, обратная реакции нейтрализации. Соли, гидролизующиеся только по катиону, только по аниону, одновременно и по катиону, и по аниону. Запись уравнений реакций гидролиза в молекулярном и сокращённом ионно-молекулярном виде. Степень гидролиза. Константа гидролиза как частный случай константы химического равновесия применительно к процессу гидролиза. Связь степени гидролиза с константой гидролиза. Подавление и усиление гидролиза

17 Окислительно-восстановительные реакции. Определение понятий: степень окисления, окислитель, восстановитель, окисление и восстановление. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций с известными продуктами ионно-электронным методом (методом полуреакций).

30

СПИСОК ЛИТЕРАТУРНЫХ ИСТОЧНИКОВ

1.Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.: Химия, 1985.

2.Общая химия в формулах, определениях и схемах. / Под ред. Тикавого В.Ф. – Мн.: Изд-во: Университетское, 1987.

3.Суворов А.В., Никольский А.Б. Общая химия. – С.-П.: Химия, 1995.

4.Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 1981.

5.Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – М.: Химия, 1980.

6.Гольбрайх З.Е. Сборник задач и упражнений по химии. – М.: Высшая шко-

ла, 1984.