- •1. Класифікація неорганічних сполук
- •1.1. Оксиди
- •Гідроксиди
- •2. Приклади розв’язання типових задач з теми 1
- •3. Основні поняття та закони хімії. Атомно-молекулярне вчення Програмні питання
- •3.1. Основні поняття та закони хімії
- •3.2. Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових задач з теми 3
- •Будова атома. Періодичний закон і періодична система д. І. Менделєєва
- •5.1. Будова атома
- •Основні характеристики елементарних частинок
- •5.2. Періодичний закон і періодична система д. І. Менделєєва
- •5.3. Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових завдань з теми 5
- •Набір квантових чисел для електронів, які характеризуються станом 4d7
- •Набір квантових чисел для атома з електронною конфігурацією 1s22s22p63s23р2
- •2P; 3s; 3d; 4p; 5s; 4d; 6s; 4f (табл. 6.3).
- •Розрахунок енергій ао за правилами Клечковського
- •7. Хімічний зв’язок. Будова молекул. Кристалічний стан речовини
- •7.1. Ковалентний хімічний зв’язок
- •Будова молекул
- •7.3. Іонний та металічний хімічні зв’язки. Міжмолекулярна взаємодія
- •Кристалічний стан речовини
- •Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових завдань з теми 7
- •Валентність Брому і за електронною конфігурацією
- •Елементи хімічної термодинаміки Програмні питання
- •9.1. Короткі теоретичні відомості
- •9.2. Запитання для самостійної підготовки
- •10. Приклади розв’язання типових задач
- •32 Г сірки (1 моль) виділяється 296,9 кДж;
- •Вплив температури на можливість перебігу хімічних процесів
- •11. Хімічна кінетика і хімічна рівновага Програмні питання
- •11.1. Кінетика хімічних процесів
- •11.2. Рівноважні процеси
- •Константа рівноваги
- •11.3. Запитання для самостійної підготовки
- •12. Приклади розв’язання типових задач з теми 11
- •За формулою (9.4) розраховуємо зміну вільної енергії Гіббса у хімічній реакції
- •13. Розчини. Загальні властивості розчинів неелектролітів Програмні питання
- •Властивості розчинів неелектролітів
- •13.3. Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових задач з теми 13
- •Тиск насиченої пари над розчином розраховуємо за формулою:
- •15. Розчини електролітів
- •15.1. Електролітична дисоціація у розчинах електролітів
- •15.2. Особливості розчинів електролітів
- •15.3. Напрям перебігу процесів у розчинах електролітів. Іонно-молекулярні рівняння
- •Тобто реакція зліва направо не перебігає. Слід пам’ятати, що серед основ сильними електролітами є тільки основи лужних та лужно-земельних металів:
- •15.4. Електролітична дисоціація води. Водневий показник рН
- •15.5. Добуток розчинності
- •15.6. Гідроліз солей
- •У молекулярному вигляді:
- •15.7. Запитання для самостійної підготовки
- •16. Приклади розв’язання типових задач
- •Використовуючи формулу (13.7), знаходимо ізотонічний коефіцієнт
- •Стандартні ентальпії утворення , ентропії та енергії Гіббса утворення деяких речовин при 298 к
- •Інтегральні теплоти розчинення деяких речовин у воді
- •Список рекомендованої та додаткової літератури
15.7. Запитання для самостійної підготовки
-
Які речовини належать до електролітів, неелектролітів? Сформулюйте основні положення теорії електролітичної дисоціації С.Арреніуса.
-
Що таке електролітична дисоціація? Які речовини здатні до електролітичної дисоціації? Поясніть причини дисоціації речовин на йони у полярних розчинниках.
-
Що характеризують за допомогою ступеня і константи електролітичної дисоціації? Від яких факторів вони залежать?
-
Розгляньте класи неорганічних речовин (кислоти, основи, солі) з погляду теорії електролітичної дисоціації С.Арреніуса.
-
Що називають іонним добутком води? Які фактори впливають на нього?
Для чого потрібен водневий показник рН? Як його можна визначити? Як можна охарактеризувати кислотність середовища?
-
В яких випадках можливі обмінні реакції в розчинах електролітів?
-
Назвіть умови проходження обмінного процесу у розчині?
-
Які типи гідролізу можна виділити? Яким чином можна послабити (посилити) гідроліз?
-
Що називають ступенем гідролізу солі?
16. Приклади розв’язання типових задач
Задача 1. Напишіть рівняння електролітичної дисоціації водних розчинів електролітів: а) Ва(ОН)2; б) Na2CO3; в) Н3РО4; г) KHSO3; д) (ZnOH)Cl. Вкажіть, до якого типу електролітів вони належать.
Розв’язання. а) Ва(ОН)2 розчинна у воді основа (луг), тому цей електроліт є сильним, у водному розчині він повністю дисоціює на іони за схемою:
Ва(ОН)2 Ва2+ + 2ОН.
б) Na2CO3 розчинна у воді середня сіль, також є сильним електролітом, який у водному розчині практично повністю дисоціює на іони:
Na2CO3 2Na+ + СО32.
в) Н3РО4 багатоосновна кислота, її можна віднести до слабких електролітів (точніше, до електролітів середньої сили за першим ступенем дисоціації). Ця кислота дисоціює частково та ступіньчасто:
Н3РО4Н+ + Н2РО4.
Константа дисоціації кислоти (константа рівноваги процесу дисоціації) за першим ступенем становить:
.
За другим ступенем процес дисоціації перебігає дещо слабкіше:
Н2РО4 Н+ + НРО42,
,
а за третім ступенем дисоціація перебігає дуже слабко:
НРО42Н+ + РО43 ,
.
Якщо потрібно визначити загальну константу дисоціації KД, то
.
Крім того, .
г) KHSO3 розчинна у воді кисла сіль. Вона є сильним електролітом за першим ступенем дисоціації та слабким – за другим:
KHSO3 K+ + HSO3;
HSO3 H+ + SO32.
Константу дисоціації можна визначити тільки для слабкого електроліту, тому константа дисоціації за другим ступенем становить:
.
д) (ZnOH)Cl – розчинна у воді основна сіль, тобто це сильний електроліт за першим ступенем:
(ZnOH)Cl ZnOH+ + Cl,
та слабкий – за другим:
ZnOH+ Zn2+ + ОН.
Константа дисоціації даної солі за другим ступенем визначається як:
.
Задача 2. У трьох пробірках знаходяться водні розчини нітратів купруму, кадмію та цинку. За допомогою якого реактиву можна визначити, у якій з пробірок знаходиться кожна з указаних речовин? Відповідь обґрунтуйте за
допомогою рівнянь реакцій у молекулярно-йонному вигляді.
Розв’язання. Один з розчинів (купруму нітрат) має голубе забарвлення
завдяки наявності гідратованих іонів купруму Cu2+, тому його розчин легко визначити. Якщо подіяти на нього розчином калію гідроксиду (чи натрію), відбудеться утворення поганорозчинного купруму гідроксиду:
Cu(NO3)2 + 2KOH = Cu(OH)2 + 2KNO3;
C
сильний електроліт
сильний
електроліт
сильний
електроліт
у скороченому йонно-молекулярному вигляді:
Cu2+ + 2OH = Cu(OH)2.
Під час додавання до купруму гідроксиду надлишку лугу подальша взаємодія не відбуватиметься, оскільки Cu(OH)2 виявляє тільки основні властивості.
Розчини нітратів кадмію та цинку можна розрізнити за хімічними властивостями гідроксидів цих металів, які утворюються при взаємодіі цих солей з лугом за рівняннями:
Cd(NO3)2 + 2KOH = Cd(OH)2 + 2KNO3;
C
сильний електроліт
сильний
електроліт
сильний
електроліт
у скороченому йонно-молекулярному вигляді:
Cd2+ + 2OH = Cd(OH)2.
Гідроксид кадмію, що утворюється внаслідок даної взаємодії, має основні
властивості, а тому не розчиняється в надлишку розчину лугу.
Якщо на нітрат цинку подіяти невеликою кількістю лугу, спочатку утвориться осад гідроксиду цинку (має амфотерні властивості), який потім розчинятиметься в надлишку розчину лугу. Процес утворення гідроксиду цинку подано рівняннями:
Zn(NO3)2 + 2NaOH = Zn(OH)2 + NaNO3;
Z
сильний електроліт
сильний
електроліт
сильний
електроліт
у скороченому йонно-молекулярному вигляді:
Zn2+ + 2OH = Zn(OH)2.
Під час подальшої дії розчину лугу на гідроксид цинку його осад розчиняється з утворенням гідроксокомплексу, зокрема:
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4] ,
Z
слабкий електроліт
сильний
електроліт
сильний
електроліт
За допомогою наведених реакцій можна експериментально визначити, у якій саме пробірці знаходиться кожний з запропонованих розчинів.
Задача 3. Напишіть рівняння реакцій нейтралізації у молекулярно-іонному вигляді, в результаті яких утворюються солі: а) KClO4; б) FeSO4;
в) Ca(NO3)2; г) CuSO4; д) BaCl2.
Розв’язання:
а) KClO4 калію перхлорат, розчинна у воді середня сіль, яка утворюється в результаті взаємодії хлорної кислоти НClO4 і гідроксиду калію KOH за рівнянням реакції:
НClO4 + KOH = KClO4 + Н2О;
H
сильний електроліт
сильний
електроліт
сильний
електроліт
малодисоційована
речовина
речовина
у скороченому йонно-молекулярному вигляді:
H+ + OH = Н2О.
б) FeSO4 феруму (ІІ) сульфат, розчинна у воді середня сіль, яка утворю-ється взаємодією сульфатної кислоти Н2SO4 і феруму (ІІ) гідроксиду Fe(ОН)2 за рівнянням реакції:
Н2SO4 + Fe(ОН)2 = FeSO4 + 2Н2О;
2
сильний електроліт
слабкий
електроліт
сильний електроліт
малодисоційована
речовина
у скороченому йонно-молекулярному вигляді:
2H+ + Fe(ОН)2 = Fe2+ + 2Н2О.
в) Ca(NO3)2 – кальцію нітрат, розчинна у воді середня сіль, яку утворено в результаті нейтралізації сильної нітратної кислоти НNO3 лугом Ca(OH)2 за рівнянням реакції:
НNO3 + NaOH = NaNO3 + Н2О;
Н
сильний електроліт
сильний
електроліт
сильний
електроліт
Н+ + OH = Н2О.
г) CuSO4 – купруму (ІІ) сульфат, розчинна у воді середня сіль, яку можна одержати реакцією нейтралізації сильної кислоти Н2SO4 гідроксидом міді (ІІ) Cu(ОН)2:
Н2SO4 + Cu(ОН)2 = CuSO4 + 2Н2О;
2
сильний електроліт
слабкий
електроліт
сильний
електроліт
2H+ + Cu(ОН)2 = Cu2+ + 2Н2О.
д) BaCl2 – барію хлорид, розчинна у воді середня сіль, яку можна одержати за допомогою реакції нейтралізації соляної кислоти НCl лугом Ва(ОН)2:
2НCl + Ва(ОН)2 = ВаCl2 + 2Н2О;
2
сильний електроліт
сильний
електроліт
сильний
електроліт
H+ + ОН = Н2О.
Задача 4. Розчин, який містить 0,1 моль електроліту у 125 г води, замерзає при температурі, коли t = 2,45 С. Ступінь дисоціації електроліту дорівнює 0,61. Скільки іонів утворюється під час дисоціації його молекули?
Розв’язання. Розраховуємо моляльність розчину електроліту за форму- лою (13.3):
;
Cm(x) = 0,1/0,125 = 0,8 (моль/кг розчинника).