- •C.М. Дрюцкая
- •Введение
- •Тема 1. Введение. Классы и номенклатура неорганических соединений. Основные законы и понятия химии. Закон эквивалентов.
- •1.1. Теоретические сведения
- •Химические свойства оксидов
- •Получение кислот
- •Химические свойства кислот
- •Получение оснований
- •Химические свойства оснований
- •Получение солей
- •Химические свойства средних солей
- •Числовые приставки
- •Систематические и тривиальные названия некоторых веществ
- •Систематические и международные названия некоторых сложных веществ
- •Названия наиболее распространенных кислот и их анионов
- •1.2. Контрольные вопросы и задания
- •1.3. Примеры решения задач
- •1.4. Индивидуальные задания
- •Варианты контрольного задания
- •Варианты контрольного задания
- •1.5. Тестовые задания
- •Тема 2. Способы выражения концентрации (состава) раствора.
- •2.1. Теоретические сведения
- •2.2. Контрольные вопросы и задания
- •2.3. Примеры решения задач
- •2.4. Индивидуальные задания
- •Варианты контрольного задания
- •2.5. Тестовые задания
- •Тема 3. Химическая термодинамика.
- •3.1. Теоретические сведения
- •3.2. Контрольные вопросы и задания
- •3.3. Примеры решения задач
- •Стандартные термодинамические функции
- •3.4. Индивидуальные задания
- •Варианты контрольного задания
- •Варианты контрольного задания
- •3.5. Тестовые задания
- •Тема 4. Химическая кинетика. Термодинамика химического равновесия
- •4.1.Теоретические сведения
- •4.2. Контрольные вопросы и задания
- •4.3. Примеры решения задач
- •4.4. Индивидуальные задания
- •Варианты контрольного задания
- •4.5. Тестовые задания
- •Тема 5. Строение атома. Периодический закон и периодическая система элементов д.И. Менделеева. Химическая связь и строение соединений. Межмолекулярные взаимодействия.
- •5.1. Теоретические сведения
- •Основные характеристики протона, нейтрона и электрона
- •Корпускулярно-волновые свойства частиц
- •Число подуровней на энергетических уровнях
- •Число орбиталей на энергетических подуровнях
- •Последовательность заполнение атомных орбиталей
- •Электронные формулы элементов
- •Потенциалы (энергии) ионизации i1, эВ
- •Потенциалы (энергии) ионизации i1, эВ элементов V группы
- •Значение энергии (Eср) сродства к электрону для некоторых атомов.
- •Относительная электроотрицательность элементов
- •Свойства веществ в разных агрегатных состояниях
- •Сравнительная характеристика аморфных и кристаллических веществ
- •Свойства кристаллических решеток
- •5.2. Контрольные вопросы и задания
- •5.3. Примеры решения задач
- •План характеристики элемента по положению в Периодической системе д.И. Менделеева
- •5.4. Индивидуальные задания
- •Варианты контрольного задания
- •Исходные данные
- •5.5. Тестовые задания
- •Тема 6. Реакции с переносом электронов. Окислительно-восстановительные равновесия и процессы
- •6.1. Теоретические сведения
- •Характеристика элементов и их соединений в овр
- •Типы овр
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •Участие ионов в различных средах
- •Стандартные электродные потенциалы металлов
- •6.2. Контрольные вопросы и задания
- •6.3. Примеры решения задач
- •6.4. Индивидуальные задания
- •Варианты контрольного задания
- •Исходные данные
- •6.5. Тестовые задания
- •Тема 7. Лигандообменные равновесия и процессы. Комплексные соединения
- •Координационные числа ионов - комплексообразователей
- •Основные комплексообразователи в кс
- •Среднее поле
- •Слабое поле
- •Геометрическая структура кс и тип гибридизации
- •Видимый спектр длин волн (нм) и окраска кс при их поглощении
- •Варианты контрольного задания
- •Тема 8. Осмотические свойства растворов. Протолитические равновесия и процессы. Электролитическая ионизация. Степень и константа ионизации
- •Теория электролитической ионизации (диссоциации).
- •Варианты контрольного задания
- •Тема 9. Гетерогенные равновесия и процессы. Произведение растворимости, условия образования и растворения осадков
- •Условия смещения гетерогенного равновесия:
- •Варианты контрольного задания
- •Тема 10. Ионное произведение воды. РН. Гидролиз солей
- •Изменение окраски некоторых индикаторов
- •Примеры буферных растворов.
- •Уравнения Гендерсона – Гассельбаха
- •Варианты контрольного задания
- •Объем учебной дисциплины «Общая и неорганическая химия» и виды учебной работы для студентов очного отделения фармацевтического факультета
- •Календарный план лабораторных занятий по общей и неорганической химии для студентов дневного отделения фармацевтического факультета
- •I семестр (продолжительность - 5 часов)
- •Календарный план лекций по общей и неорганической химии для студентов дневного отделения фармацевтического факультета
- •I семестр (продолжительность - 2 часа)
- •Название важнейших кислот и солей.
- •Значения некоторых фундаментальных физческих постоянных
- •Термодинамические свойства веществ.
- •Стандартные электродные потенциалы (е0) некоторых систем
- •Константы устойчивости комплексных ионов
- •Константы нестойкости некоторых комплексных ионов
- •Константы ионизации кислот и оснований (Ки)
- •Коэффициенты активности (f) ионов при ионных силах раствора
- •Растворимость кислот, оснований и солей в воде
- •Константы растворимости
- •Ответы тестовых заданий
- •Оглавление
Тема 10. Ионное произведение воды. РН. Гидролиз солей
Теоретические сведения
Вода – слабый электролит. Она полярна и находится в виде гидратированных кластеров. Благодаря тепловому движению связь разрывается, происходит взаимодействие: Н2О↔[Н3О]+*.пН2О + ОН-.рН2О
Происходит самоионизация воды. Водородная связь превращается в ковалентную (по донорно-акцепторному механизму).
Самоионизация (автопротолиз) воды – реакция переноса протона от одной молекулы к другой.
2Н2О↔Н3О+ +ОН- ΔдHо298=+56,5 кДж∙моль-1
Упрощенно процесс ионизации воды записывается как: Н2О↔Н+ + ОН-, однако истинные процессы эта реакция не изображает. Исходя из закона действующих масс можно записать константу равновесия этого процесса:
Кд = == 1,82∙10-16моль∙дм-3
На основании измерения электропроводности чистой воды было найдено, что хотя в 1л ее содержится , на ионы распадается только 10-7 моль, поэтому концентрацию недиссоциированной воды принимаем за 55,56 моль.
Кд∙ [H2O] = [H+]∙[OH-] = 1,82∙10-16∙55,56 = 1,00∙10-14 = Кw
Кw – ионное произведение воды, соnst для водных растворов.
Кw - произведение концентраций ионов водорода и гидроксид иона при постоянной температуре есть величина постоянная и равна 10-14 в любом вводом растворе.
Если [H+]=[OH-]=10-7 моль/дм3 – раствор нейтральный. рН=7
[H+]>[OH-] [H+]=10-1до 10-7моль/дм3 – раствор кислый. рН<7
[H+]<[OH-] [H+]=10-7до 10-14моль/дм3 – раствор щелочной. рН>7
В 1909 году Серенсен для обозначения концентраций [H+] и [OH-] ввел новые обозначения:
-lg[H+]=рН – водородный показатель
-lg[ОH-]=рОН – гидроксильный показатель
Прологарифмировав уравнения расчета ионного произведения воды получаем:
-lgKW = 14 = -lg[H+]+(-lg[ОH-])
pH + pOH = 14 pH = 14 - pOH
Протекание различных химических процессов сильно зависит от реакции среды в растворе. Поэтому величина рН раствора является важнейшим показателем, который нужно контролировать.
Определение рН имеет большое значение и в биохимии: все физиологические процесс происходят при определенной рН (пипсин, рН крови = 7,4, изменение хотя бы на 0,1 – смерть, рН слюны = 6,9, рН слез = 7).
Методы определения рН:
химический
инструментальный
Простейший способ контроля рН – применение индикаторов – веществ, окраска которых зависит от величины рН. По химической природе это слабые органические кислоты или основания и отличаются тем, что их молекулярной форме присуща окраска, не совпадающая с окраской их ионной формы:
Н Инд↔Н+ + Инд-
ИндОН↔ОН- + Инд+
Действие индикатора основано на смещении ионного равновесия в растворе слабого электролита.
Для каждого индикатора существует диапазон рН (указывает среду), в котором наблюдается изменение окраски. Область перехода окраски каждого индикатора зависит от его константы диссоциации (табл. 50).
Таблица 50
Изменение окраски некоторых индикаторов
Индикатор |
Область перехода окраски рН |
Изменение окраски |
Фенолфталеин |
8,2-10 |
Бесцветная→малиновая |
Метиловый оранжевый |
3,1-4,4 |
Красная→желтая |
Бромтимоловый синий |
6,0-7,7 |
Желтая→синяя |
Конго красный |
3,0-5,0 |
Синяя→красная |
Метиловый фиолетовый |
0,2-2,0 |
Желтая→фиолетовая |
Лакмус |
5,0-8,0 |
Красная→синяя |
Метилрот |
4,2-6,3 |
Красная→желтая |
Известны десятки разнообразных индикаторов как выпускаемых промышленностью, так и природных.
Для точного определения рН применяют инструментальный метод с использованием приборов – иономеров (рН-метры) (рис. 33).
Рис. 33. рН метр.
Согласно протеолитической теории рН и рОН связаны с константами кислотности и основности и концентрациями веществ:
HA ↔H+ + A- Ka =
B + H2O ↔ BH+ + OH- Kb =
[H+] = √Ka∙ c(1/z HA); [OH-] = √ Kb ∙ c(1/z B)
pH = ½[pKa – lgc(1/z HA)]
pOH = ½[pKb – lgc(1/zB)]
pH = 14 + ½pKb + ½ lgc(1/zB)]
Введение в раствор слабого электролита одноименных ионов уменьшает степень ионизации электролита (ионизация подавляется согласно принципу Ле-Шателье).
С особым случаем влияния одноименных ионов встречаемся в так называемых буферных растворах.
Буферный раствор состоит из слабой кислоты и соли, содержащей одинаковый с ней анион или из слабого основания и соли, содержащей тот же катион (табл. 51).
Таблица 51