- •Н.Ф. Стась введение в химию
- •Томск 2007
- •Л.Д. Свинцова
- •Е.М. Князева
- •Можно ли изменить эту ситуацию? Какими методическими приёмами можно сократить время изучения «начал» химии?
- •2. Этапы развития химии
- •Глава 1. Атомно-молекулярное учение и стехиометрия
- •1.1. Стехиометрические законы
- •1.2. Химические элементы
- •1.3. Простые вещества и соединения
- •1.4. Валентность
- •1.5. Формулы соединений
- •1.6. Структурные формулы
- •1.7. Атомные и молекулярные массы
- •1.8. Количество и молярная масса вещества
- •1.9. Молярный объем газа
- •1.10. Закон эквивалентов
- •101325 Па соответствует 760 мм рт. Ст.
- •1.11. Химические реакции
- •1.12. Стехиометрические расчеты
- •1.12.1. Расчеты по формулам веществ
- •1.12.2. Расчеты по уравнениям реакций
- •1.12.3. Расчеты по закону эквивалентов
- •1.13. Способы определения атомной массы
- •1.14. Определение молекулярных масс соединений
- •1.15. Установление формул соединений
- •1.16. Тест для самоконтроля
- •1) MnSo4 2) Mn2o7 3) MnO2 4) k2MnO4
- •1.17. Задачи и упражнения для самостоятельного решения
- •Глава 2. Классификация и номенклатура неорганических веществ
- •2.1. Оксиды
- •2.1.1. Классификация оксидов
- •2.1.2. Номенклатура оксидов
- •1.3. Свойства оксидов
- •2.1.4. Получение оксидов
- •2.1.5. Закономерности изменения свойств оксидов
- •2.1.6. Двойные оксиды
- •2.1.7. Пероксиды
- •2.2. Основания
- •2.2.1 Классификация оснований
- •2.2.2. Номенклатура оснований
- •2.2.3. Свойства оснований
- •2.2.4. Получение оснований
- •2.3. Кислоты
- •2.3.1. Классификация кислот
- •2.3.2. Номенклатура кислот
- •2.3.3. Свойства кислот
- •2.3.3.1. Взаимодействие кислот с металлами
- •2.3.4. Получение кислот
- •2.4. Соли
- •2.4.1. Состав и классификация солей
- •2.4.2. Номенклатура солей
- •2.4.3. Свойства солей
- •2.4.4. Получение солей
- •2.5. Взаимосвязь между классами веществ
- •2.6. Современный подход к классификации оснований и кислот
- •2.7. Тривиальные названия неорганических соединений
- •2.9. Тест для самоконтроля
- •2.10. Упражнения для самостоятельной работы
- •Глава 3. Периодическая система химических элементов д.И. Менделеева
- •3.1. Основные формы Периодической системы
- •3.2. Периодические свойства элементов
- •3.2.1. Атомные и ионные радиусы химических элементов
- •3.2.2. Энергия и потенциал ионизации атомов
- •3.2.3. Сродство к электрону
- •3.2.4. Электроотрицательность
- •3.2.5. Валентность
- •3.3. Периодические свойства соединений
- •3.4. Тест для самоконтроля
- •1) Магний 2) марганец 3) молибден 4) менделевий 5) мейтнерий
- •3.5. Задачи и упражнения для самостоятельной работы
- •Глава 4. Химические реакции
- •4.1. Степень окисления и валентность
- •4.2. Окислительно-восстановительные реакции
- •4.3. Окислители и восстановители
- •4.4. Классификация окислительно-восстановительных реакций
- •4.5. Метод электронного баланса
- •4.6. Метод полуреакций
- •4.7. Реакции с участием пероксидов
- •4.8. Эквиваленты окислителей и восстановителей
- •4.9. Тест для самоконтроля
- •1) Восстановителя 2) Окислителя 3) Восстановителя и окислителя 4) Среды
- •4.10. Упражнения для самостоятельной работы
- •Глава 5. Растворы
- •5.1. Концентрация растворов
- •5.2. Стехиометрические расчёты по уравнениям реакций в растворах
- •5.3. Растворимость веществ
- •5.4. Электролитическая диссоциация
- •5.5. Степень электролитической диссоциации
- •5.6. Ионная теория кислот и оснований
- •5.7. Ионообменные реакции
- •5.8. Гидролиз солей
- •5.9. Тест для самоконтроля
- •5.10. Задачи и упражнения для самостоятельной работы
- •Приложения
- •Знания и умения,
- •Модуль I. Состав и строение вещества
- •Тема 1. Атомно-молекулярное учение и стехиометрия
- •Тема 2. Классификация и номенклатура неорганических соединений
- •Тема 3. Строение атома, периодический закон и Периодическая система д.И. Менделеева
- •Тема 4. Химическая связь и строение вещества
- •Модуль II. Закономерности протекания реакций
- •Тема 5. Основы химической термодинамики
- •Тема 6. Химическое равновесие
- •Тема 7. Основы химической кинетики
- •Модуль III. Растворы и электрохимические процессы
- •Тема 8. Способы выражения концентрации растворов
- •Тема 9. Свойства растворов неэлектролитов и электролитов
- •Тема 10. Реакции в растворах электролитов
- •Тема 11. Окислительно-восстановительные реакции
- •Тема 12. Электрохимические процессы
- •Элементы содержания химии, изучаемые студентами отдельных направлений и специальностей согласно требованиям Государственного образовательного стандарта
- •Глава 1. Атомно-молекулярное учение и стехиометрия
- •Глава 2. Классификация и номенклатура неорганических соединений
- •Задачи и упражнения для самостоятельного решения
- •Глава 3. Периодическая система химических элементов д.И.Менделеева Тест для самоконтроля
- •Задачи и упражнения для самостоятельного решения
- •Глава 4. Химические реакции
- •Глава 5. Растворы
- •Пример зачётного задания
- •Содержание
- •Введение в химию
5.8. Гидролиз солей
Гидролизом («гидро» – вода, «лиз» – разложение) называются реакции ионообменного разложения веществ водой. Гидролиз возможен для различных неорганических и органических соединений, однако в неорганической химии он наиболее характерен для солей.
Гидролиз соли является результатом взаимодействия ионов соли с молекулами воды. Некоторые катионы разрывают молекулы воды по связи H–OH, присоединяют гидроксид-анионы, а катионы водорода остаются при этом в растворе. Анионы, наоборот, присоединяют катионы водорода, а в растворе остаются ОН–-ионы. Появление в растворе ионов H+ или ОН– приводит к изменению среды раствора.
Реакции гидролиза солей обратны реакциям нейтрализации слабых кислот и оснований.
При взаимодействии сильных кислот со щелочами происходит полная нейтрализация этих веществ и среда становится нейтральной. Но при взаимодействии слабых электролитов полная нейтрализация невозможна. Например, взаимодействие циановодородной кислоты с гидроксидом аммония обратимо; обратная реакция цианида аммония с водой как раз и является реакцией гидролиза этой соли:
HCN + NH4OH D NH4CN + H2O
По типу гидролиза соли подразделяются на четыре группы.
1. Соли образованы сильными основаниями (щелочами) и сильными кислотами: NaCl, CaCl2, KNO3, Na2SO4, Ba(NO3)2 и т.д. Катионы и анионы этих солей с водой практически не взаимодействуют. Следовательно, такие соли гидролизу не подвергаются и растворы таких солей имеют нейтральную среду.
2. Соли образованы сильными основаниями (щелочами) и слабыми кислотами: Na2CO3, KCN, Na2S, K2SiO3, Ba(CH3COO)2 и т.д. Гидролиз этих солей идёт по аниону с образованием слабых кислот, и среда раствора становится щелочной:
KCN + H2O D HCN + KOH; CN– + H2O D HCN + OH–
3. Соли образованы слабыми основаниями и сильными кислотами: NH4Cl, ZnCl2, FeSO4, Fe2(SO4)3, Al(NO3)3 и т.д. Гидролиз таких солей идёт по катиону с образованием слабого основания, а среда раствора становится кислой:
D D
4. Соли образованы слабыми основаниями и слабыми кислотами: NH4CN, Al(CH3COO)3, Cr2S3 и т.д. Такие соли гидролизуются по катиону и по аниону одновременно с образованием слабого основания и слабой кислоты, например:
NH4CN + H2O D NH4OH + HCN; D
Среда растворов этих солей зависит от силы образующихся основания и кислоты: если основание имеет бóльшее значение константы диссоциации, то среда будет щелочной, а если кислота – то кислотной.
У солей, заряды ионов которых больше единицы, гидролиз протекает ступенчато. При этом на первой ступени образуются кислые (при гидролизе по аниону) или оснóвные (при гидролизе по катиону) соли, которые могут подвергаться дальнейшему взаимодействию с водой. Но вторая и последующие ступени гидролиза при обычных условиях выражены настолько слабо, что их можно не принимать во внимание.
Пример 5.10. Опишите ступенчатый гидролиз карбоната натрия, нитрата цинка и хлорида алюминия.
Решение. 1) Гидролиз карбоната натрия теоретически может протекать в две ступени:
– первая ступень: D D
– вторая ступень: D D
Но вторая ступень гидролиза при обычных условиях практически не идёт и её можно не учитывать. Отсутствие второй ступени гидролиза можно объяснить тем, что накопление в растворе OH–-ионов при гидролизе по первой ступени препятствует их образованию по второй.
2) Гидролиз нитрата цинка также идёт в две ступени:
– первая: D D
– вторая: D D
Но вторая ступень гидролиза практически не идёт. Отсутствие второй ступени гидролиза можно объяснить тем, что накопление в растворе H+-ионов при гидролизе по первой ступени препятствует их образованию по второй.
3) При гидролизе хлорида алюминия возможны три ступени:
– первая: D D
– вторая: D D
– третья: D D
Реально при обычных условиях почти нацело проходит гидролиз по первой ступени и частично по второй, а по третьей ступени гидролиз практически не идёт.
Гидролиз некоторых солей может протекать необратимо. Гидролиз соли протекает необратимо, когда один или оба продукта гидролиза выводятся из реакции: выпадают в осадок или улетучиваются в виде газа, например:
ZnSiO3 + 2Н2О = Zn(OH)2¯ + Н2SiO3¯ Al(CN)3 + 3Н2О = Al(OH)3¯ + 3HCN.
Такие соли невозможно синтезировать в водном растворе. Например, при попытке получения карбоната алюминия взаимодействием растворов сульфата алюминия и карбоната натрия образуется не карбонат, а гидроксид алюминия:
Al2(SO4)3 + 3Na2CO3 + 3Н2О = 2Al(OH)3¯ + 3Na2SO4 + 3CО2
Эту и другие подобные ей реакции можно объяснить протеканием необратимого гидролиза образующегося в результате ионообменной реакции карбоната алюминия:
Al2(SO4)3 + 3Na2CO3 = Al2(CO3)3↓ + 3Na2SO4,
Al2(CO3)3 + 6Н2О = 2Al(OH)3 + 3H2CO3(H2O + CO2↑).