
- •Уважаемые студенты!
- •X работ
- •Вопросы для самопроверки
- •§ 2. Гидроксиды
- •Вопросы для самопроверки
- •§ 3. Соли
- •Вопросы для самопроверки
- •Практическая часть
- •Теоретическое введение
- •§ 1. Зависимость скорости реакции от концентрации. Закон действия масс. Зависимость скорости реакции от температуры
- •Вопросы для самопроверки
- •§ 2. Обратимые химические реакции. Химическое равновесие. Константа химического равновесия
- •§ 3. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье
- •Электролитическая диссоциация Теоретическое введение
- •§ 1. Процесс электролитической диссоциации. Электролиты
- •Вопросы для самопроверки
- •§ 2. Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Константа диссоциации
- •Вопросы аля самопроверки
- •§ 3. Реакции ионного обмена в растворах электролитов
- •Вопросы для самопроверки
- •Практическая часть
- •Гидролиз солей Теоретическое введение
- •§ 1. Ионное произведение воды. Водородный показатель
- •Вопросы для самопроверки
- •§ 2. Типы солей
- •Вопросы для самопроверки
- •§ 3. Степень гидролиза. Ступенчатый гидролиз. Константа гидролиза
- •Вопросы аля самопроверки
- •Практическая часть
- •Теоретическое введение § 1. Понятие о степени окисления атомов
- •Вопросы аля самопроверки
- •§ 2. Определение окислительно-восстановительных реакций. Процессы окисления и восстановления
- •Вопросы аля самопроверки
- •§ 3. Восстановители
- •Вопросы для самопроверки
- •§ 4. Окислители
- •Вопросы для самопроверки
- •§ 5. Окислители-восстановители
- •Вопросы для самопроверки
- •§ 6. Составление уравнений реакций окисления-восстановления Метод электронного баланса
- •Ионно-электронный метод
- •Химические свойства металлов Теоретическое введение
- •§ 1. Восстановительные свойства металлов.
- •Положение металлов в периодической системе элементов д.И. Менделеева
- •С.С. Иващенко, аеп.
Вопросы для самопроверки
В направлении образования каких веществ протекают реакции обмена в растворах электролита?
Какая из приведенных реакций не произойдет:
ВаС12+K2S04 ->BaS04 + КС1;
Ва(0Н)2+ НС1 -> ВаС12+ Н20;
Ba(NO)2 + КС1 -> ВаС12+KN03?
Какая из приведенных реакций является реакцией нейтрализации:
Fe(N03)3 + ЗКОН =Fe(OH)3 +3KN03;
(NH4)2S +H2S04 = (NH4)2S04 + H2S;
HN03 + NH4OH = NH4N03 + H20.
Напишите уравнение реакции в молекулярной и ионной формах между карбонатом кальция и соляной кислотой.
Практическая часть
Опыт 1. Обменные реакции в растворах электролитов
с образованием осадка
В три пробирки налейте примерно по 1-2 см3раствора хлорида бария. В первую пробирку прилейте примерно столько же раствора(NH4)2S04, во вторую -Na2S04, в третью -ZnS04. Наблюдайте образование осадка.
Напишите уравнения происходящих реакций в молекулярной, полной ионной и сокращенной ионной формах. При напп- сании ионных реакций пользуйтесь таблицей растворимости электролитов.
Опыт 2. Обменные реакции в растворах электролитов
с образованием газов
В отдельные пробирки налейте по 1-2 см3растворов карбоната натрияNa2C03 или карбоната калия К2С03. В каждую пробирку добавьте по каплям разбавленной соляной кислоты. Что наблюдаете?
Составьте уравнения проведенных реакций в молекулярной, полной ионной и сокращенной ионной формах.
Опыт 3. Смещения равновесия
в растворах слабых кислот и оснований
под действием одноименных ионов
В пробирку до половины налейте 0,1Н раствор уксусной кислоты и добавьте 1-2 капли индикатора метилоранжа. Объясните причину изменения окраски индикатора; напишите уравнение диссоциации уксусной кислоты и выражение константы диссоциации. Разлейте раствор на две пробирки. Одну пробирку оставьте для сравнения, а в другую прибавьте немного кристаллического ацетата натрия и взболтайте содержимое пробирки.
Сравните окраски обеих пробирок. Пользуясь уравнением константы диссоциации, объясните причину смещения равновесия в сторону недиссоциированных молекул уксусной кислоты. Сделайте соответствующие записи в журнале.
Опыт 4. Амфотерные электролиты
Налейте 1/3 пробирки раствора сульфата алюминия A12(S04)3, добавьте несколько капель раствора едкого натра. Наблюдайте образование осадка гидроксида алюминия. Напишите уравнение реакций в трех формах. Полученный осадок гидроксида алюминия взболтайте и разлейте в две пробирки. В одну пробирку прилейте раствор соляной кислоты, а в другую - раствор едкого натра (в избытке). Наблюдайте растворение осадка в обоих случаях. Напишите уравнение реакций растворения гидроксида алюминия в кислоте и щелочи. Реакции пишите в молекулярной, полной ионной и сокращенной ионной формах.
Гидролиз солей Теоретическое введение
§ 1. Ионное произведение воды. Водородный показатель
Диссоциация воды протекает в две стадии:
первая стадия: Н20 ^ Н++ ОН",
вторая стадия: Н++ НО"<=t Н30+, в результате чего образуется ион гидроксоиия Н30+. Для простоты понимания будем считать, что диссоциация воды идет только по первой стадии. Тогда для воды как для слабого электролита возможно написать выражениеконстанты duccouuauuir.
_[Н+]-[ОН"]
[Н20]
При 22°С Кднсе- 1.8 ■ 10“16. Поскольку Кдиссводы ничтожно мала, приближенно можно считать концентрацию недиссоции- рованных молекул воды [Н20] величиной постоянной:
[Н20] = 1000/18,016 = 55,56 моль/л.
Подставим в уравнение Кднссчисловые значения Клисси [Н20]. Тогда Кдисс= 1,8 ■ Ю”16= [ Н+] • [ ОН"] /55,56, откуда:
[ Н+•] ■ [ ОН” ] = 55,56 • 1,8 • 10~16= 10"14.
Для воды и водных растворов при одинаковой температуре произведение концентраций водородных и гидроксильных ионов есть величина постоянная, называемая ионным произведениемводы (Кц,0).
[Н+] = [ОН“]= 10"7г-ион/л.
Растворы, в которых концентрация водородных ионов равна концентрации гидроксильных ионов, называются нейтральными.
В кислой среде концентрация водородных ионов больше10"7. Например,[Н+]= 10”6, 10"5, 10"4, ... г-ион/л.
В щелочной среде концентрация ионов водорода меньше1СГ7. Например, [ Н+] = 1СГ8, 10“9, 1(Г10, ... г-ион/л.
Поскольку ионное произведение воды в любом водном растворе остается постоянным [ Н+] • [ ОН-] = 1СГ14, то по известной концентрации Н+-ионов можно определить концентрацию ОН'-ионов, и наоборот.
Пример 1. Определите характер среды раствора, если известно, что концентрация ионов [ ОН'] = 1(Г10г-ион/л.
Решение.Если [ ОН-] = 1(Г10г-ион/л, тогда:
[ Н+] = 10“14/Ю“10= КГ1г-ион/л.
Поскольку 10 > 1СГ7- среда кислая.
Для характеристики реакции среды пользуются не концентрацией ионов водорода [ Н+ ], а отрицательным логарифмом концентрации ионов водорода, который называетсяводородным показателемиобозначается pH: pH = — lg [ Н ].
Внимательно изучите табл. 5, где показана зависимость pH среды от концентрации водородных ионов.
Таблица 5
[Н+] |
10"' |
КГ2 |
1СГ3 |
КГ4 |
1(Г5 |
1(Г6 |
1(Г7 |
1(Г8 |
1(Г9 |
Ю'ш |
кг" |
10-'2 |
1(Г13 |
1(Г14 | ||
Среда |
Кислая |
Ней траль ная |
Щелочная | |||||||||||||
рн |
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
6 |
7 |
8 |
9 |
10 |
11 |
12 |
13 |
14 |
Как видно из табл. 5, если pH < 7 - среда кислая; pH = 7 - среда нейтральная; pH > 7 - среда щелочная. Иногда пользуются гидроксильным показателем рОН = -lg [ ОН”]; pH = рОН = 14.
Пример 2. Определите значение pH среды, если концентрация Н+-ионов составляет 10^ г-ион/л.
Решение.Если [ Н+] = Ю-4г-ион/л, тогдаpH = -lg [10-4] = 4.
Пример 3. Определите значение pH среды, если концентрация ОН '-ионок составляет 10-5г-ион/л.
Решение,Если [ ОН“] = 10“5г-ион/л, тогда: [ Н+] = 10“|4/10"5= = 1СГ9г-ион/л, а pH = 9.