- •Введение
- •Раздел первый
- •1.2. Определение химии
- •1.3. Атомно-молекулярное учение
- •1.4. Основные стехиометрические законы химии
- •1.5. Значение химии в развитии техники
- •Глава 2. Строение атомов. Периодический закон и периодическая система химических элементов д.И. Менделеева
- •2.1. Первые модели строения атома
- •2.2. Квантово-механическая модель атома водорода
- •2.3. Квантовые числа
- •2.4. Атомные орбитали
- •2.5. Многоэлектронные атомы
- •2.6. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням у элементов малых периодов
- •2.7. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням у элементов больших периодов
- •2.8. Периодический закон д. И. Менделеева
- •2.9. Структура периодической системы химических элементов д. И. Менделеева
- •2.10. Свойства атомов элементов в периодической системе
- •2.11. Закономерности изменения свойств элементов и их соединений в периодической системе
- •Глава 3. Химическая связь и строение молекул
- •3.1. Развитие теории химической связи
- •3.2. Ковалентная связь. Кривая потенциальной энергии
- •3.3. Основные количественные характеристики ковалентной связи
- •3.4. Квантово – механическая теория валентности
- •3.5. Донорно – акцепторный механизм образования ковалентной связи
- •3.6. Свойства ковалентной связи
- •3.7. Метод молекулярных орбиталей
- •3.8. Ионная связь
- •3.9. Водородная связь
- •3.10. Межмолекулярное взаимодействие
- •Глава 4. Кристаллическое состояние вещества
- •4.1. Макроскопические свойства кристаллов
- •4.2. Внутреннее строение кристаллов
- •4.3. Виды элементарных ячеек
- •4.4. Металлическая связь
- •4.5. Реальные кристаллы и нарушения кристаллической структуры
- •Раздел второй
- •5.2. Первый закон термодинамики
- •5.3. Энтальпия образования химических соединений
- •5.4. Энтропия. Второй закон термодинамики
- •5.5. Третий закон термодинамики
- •5.6. Энергия Гиббса. Направленность химических реакций
- •164,9 КДж; 172,41 Дж/моль∙к;
- •Глава 6. Скорость химических реакций. Химическое равновесие
- •6.1. Влияние внешних факторов на скорость химических реакций
- •6.2. Химическое равновесие
- •6.3. Цепные реакции
- •6.4. Фазовые равновесия
- •6.5. Катализаторы и каталитические системы
- •Раздел третий растворы
- •Глава 7. Общие свойства растворов
- •7.1. Механизм процессов растворения
- •7.2. Способы выражения количественного состава растворов
- •100 ∙ 10,91 Моль % h2so4
- •7.3. Энергетика растворения
- •7.4. Свойства растворов неэлектролитов
- •7.5. Свойства растворов электролитов
- •7.6. Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель
- •7.7. Произведение растворимости. Гидролиз солей
- •Глава 8. Окислительно-восстановительные реакции
- •8.1.Общие понятия об окислительно- восстановительных реакциях
- •8.2. Классификация окислителей и восстановителей
- •8.3. Количественная характеристика окислительно-восстановительных реакций
- •8.4. Методы составления уравнения окислительно-восстановительных реакций
- •8.5. Влияние факторов на характер и направление реакций
- •8.6. Типы окислительно-восстановительных реакций
- •Глава 9. Электрохимические процессы
- •9.1. Строение двойного электрического слоя
- •9.2. Гальванические элементы
- •9.3. Стандартный водородный электрод
- •9.4. Поляризационные явления в гальванических элементах
- •9.5. Химические источники тока
- •9.6. Аккумуляторы
- •9.7. Топливные элементы
- •9.8. Теоретические основы электролиза
- •9.9. Последовательность электродных процессов
- •9.10. Техническое применение электролиза
- •Глава 10. Коррозия и защита металлов
- •10.1. Общие сведения о коррозии
- •10.2. Классификация коррозионных процессов
- •10.3. Количественная и качественная оценка коррозии и коррозионной стойкости
- •10.4. Химическая коррозия
- •10.5. Электрохимическая коррозия
- •10.6. Методы защиты от электрохимической коррозии
- •Раздел четвертый
- •11.2. Электропроводность металлов, полупроводников и диэлектриков
- •11.3. Химические свойства металлов высокой проводимости
- •11.4. Электропроводимость металлов подгруппы меди
- •11.5. Химические свойства магнитных материалов
- •11.6. Магнитные свойства металлов семейства железа
- •Глава 12. Химическая идентификация и анализ вещества
- •12.1. Химическая идентификация вещества
- •12.2. Количественный анализ
- •12.3. Инструментальные методы анализа
- •Заключение
- •Библиографический список
- •Глава 1. Основные понятия химии. Предмет и задачи
- •Глава 2. Строение атомов. Периодический закон и
- •Глава 3. Химическая связь и строение молекул………..54
- •Глава 4. Кристаллическое состояние вещества………..103
- •Глава 12. Химическая идентификация и анализ
7.7. Произведение растворимости. Гидролиз солей
Большая часть веществ обладает ограниченной растворимостью в воде и других растворителях.
Рассмотрим равновесие, которое устанавливается в системе: твердый электролит его насыщенный твёрдый раствор
Если имеется, например, сильный электролит К+ А-, то между осадкомК+ А-(т)и насыщенным водным раствором, содержащим только ионыК+иА-(точнее гидрагированные ионыК+∙ (H2O)киА-∙ (H2O)а, будет иметь место равновесие
К+ А-(тв.) К++А-
откуда
или [К+] [А-] = K [К+А-], гдеК– константа равновесия.
В изотермических условиях, т.е. при постоянной температуре Ки[К+А-]будут иметь постоянные значения, т.к. растворимость электролитаК+А-в воде постоянна и часть его, содержащегося в растворе, полностью диссоциирована (вследст-
вие малой концентрации раствора). Поэтому произведение двух постоянных в уравнении является так же постоянной величиной, называемой произведением растворимостии обозначаетсяПР
ПР = [К+] [А-] или ПР =
Таким образом, произведение концентраций ионов в насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита при данной температуре есть величина постоянная, называемая произведением растворимости.
Правило произведения растворимости позволяет регули-
ровать содержание ионов в растворе.
Так, при увеличении концентрации одного из ионов (путем введения в исходный раствор нового электролита с одноименным катионом или анионом) концентрация другого иона понижается.
Это правило имеет два следствия:
если произведение концентраций ионов превышает величину ПР, то выпадает осадок
ПР < [К+] [А-]
если произведение концентраций ионов не достигает величины ПР, то осадка образоваться не может
ПР > [К+] [А-]
Например, AgCl Ag+ + Cl-
ПРAgCl = [Ag+] [Cl-]
ПРAgCl = 1,8 ∙10-10, т.е. если произведение концентраций[Ag+][Cl-]превышает эту величину начнет выпадать осадокAgCl↓.
Ионообменные реакции. Реакции в растворах электролитов, при которых не происходит изменения зарядов ионов, входящих в соединения, называются ионообменными реакциями.
Многие факторы могут приводить к смещению равновесия в растворах электролитов. Изменение давления дает незначительный эффект из-за малой сжимаемости жидкостей. Изменение температуры раствора позволяет повышать или понижать растворимость вещества, а также вызывает некоторое изменение степени диссоциации слабого электролита. Однако основным фактором, позволяющим смещать положение равновесия в растворах электролитов, служит изменение концентрации ионов в растворе.
В соответствии с принципом Ле-Шателье равновесия в ионообменных реакциях в растворах смещаются в сторону образования наименее диссоциированных соединений.
Направление реакций ионного обмена определяется следующим правилом: ионные реакции протекают в сторону образования осадков (труднорастворимых веществ), газов (легколетучих веществ), слабых электролитов (плоходиссоцирующих соединений), комплексных ионов.
В уравнениях ионных реакций формулы сильных электролитов записывают в диссоциированном виде, слабых – в недиссоциированном.
Образование осадков.
AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3
Ag+ + Cl- → AgCl
Данные о растворимости соединений приведены в таблице растворимости.
Образование газов.
Na2S + H2SO4 = H2S + Na2SO4
2Na+ + S2- + 2H+ + SO= H2S + 2Na+ + SO
S2- + 2H+ = H2S
Образование слабых электролитов.
а) образование воды:
NaOH + HCl NaCl + H2O
OH- + H+ H2O
б) образование слабого основания:
NH4Cl + KOH = NH4OH + KCl
NH4+ + OH- = NH4OH
в) образование слабой кислоты:
CH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl
CH3COO- + H+ = CH3COOH
Образование комплексного иона.
Комплексный анион. HgI2↓ + 2KI = K2 +1[HgI4]2-
Комплексный катион. CuSO4 ∙5H2O + 4NH3 = [Cu (NH3)4]2+ SO + 5H2O.
Гидролизом солейназывают реакции обмена между водой и растворенными в ней солями, сопровождающиеся изменениемpHсреды.
Процесс гидролиза количественно может быть охарактеризован константой гидролизаKгистепенью гидролизаh.
Пусть соль MАподвергается гидролизу. Тогда в соответствии с законом действующих масс:MА + H2O → HA + MOH - q
Этому уравнению соответствует константа
K =
[H2O]– величина постоянная и тогда
[H2O]∙ K = = Kг
Kг– характеризует способность соли подвергаться гидролизу: чем большеKг, тем в большей степени протекает гидролиз.
Степень гидролиза – отношение количества молекул соли подвергшихся гидролизу к общему количеству молекул соли в растворе. Степень гидролиза связана с константой гидролиза и она тем больше, чем больше Kг. Зависитhи от разбавления и от температуры. Чем больше разбавление, и чем больше температура, тем выше степень гидролиза.
В зависимости от силы кислоты и основания образующиеся соли можно разделить на четыре типа соли образованные:
а) сильным основанием и сильной кислотой;
б) сильной кислотой и слабым основанием (ZnCl2);
в) сильным основанием и слабой кислотой (K2CO3);
г) слабым основанием и слабой кислотой Al2 (CO3)3.
Соли первого типа (а)гидролизу не подвергаются, т.к. при их взаимодействии с водой не могут быть получены слабые электролиты.
В системе H2O H+ + OH-равновесие не нарушается и поэтомуpHтаких солей равно 7.
Гидролиз солей остальных трех типов является, как правило, процессом обратимым. Соли образованные многоосновными кислотами или многокислотными основаниями, гидролизуются ступенчато, переходя в первой фазе в кислые или основные соли.
б) – тип ZnCl2.
I ст. ZnCl2 + HOH Zn (OH) Cl + HCl
Zn2+ + 2Cl- + HOH Zn (OH)+ + Cl- + H+ + Cl-
Zn2+ + HOH Zn (OH)+ + H+ pH < 7
II ст. Zn (OH)+ + HOH Zn (OH)2 + H+
в) – тип K2CO3.
I ст. K2CO3 + H2O KHCO3 + KOH
CO32- + HOH HCO3- + OH- pH > 7
II ст. HCO3- + HOH H2CO3 + OH-
г) – тип Al2 (CO3)3
Al2 (CO3)3 + HOH Al (OH)3 + H2CO3
Kг= полный гидролизpH 7.
Реакции pHраствора определяются относительной силой образующихся оснований и кислот.