МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ ПО ИЗУЧЕНИЮ ДИСЦИПЛИНЫ

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Методические указания и контрольные задания

для студентов заочного отделения
по специальности

240125 Производство изделий и покрытий из полимерных материалов

2012

ПОЯСНИТЕЛЬНАЯ ЗАПИСКА

Методические указания по дисциплине «Неорганическая химия» предназначены для реализации Государственных требований к минимуму содержания и уровню подготовки выпускников по специальности 240125 Производство изделий и покрытий из полимерных материалов.

Дисциплина «Неорганическая химия» является основой для изучения обще-профессиональных дисциплин «Аналитическая химия», «Органическая химия», «Физическая и коллоидная химия».

Вопросы и практические задания, предлагаемые данными методическими указаниями, направлены на закрепление теоретического материала, а также на развитие практических навыков

В результате изучения дисциплины студент должен:

знать:

- основные понятия и законы химия;

- периодические закономерности в свойствах элементов и их соединений в свете современного учения о строении атома;

- современные представления о химической связи;

- о влиянии условий на скорость реакций;

- способы выражения содержания веществ в растворах;

- условия протекания реакций в растворах;

- взаимосвязь состава, структуры, свойств и реакционной способности веществ и соединений;

уметь:

- составлять уравнения реакций, отражающих связь между классами соединений;

- составлять электронно-графические формулы распределения электронов по орбиталям;

- определять степень окисления элементов;

- составлять схемы образования химических связей различных видов;

- составлять электронно-ионный баланс окислительно-восстановительных процессов;

- производить расчеты по определению массы вещества для приготовления растворов с заданной концентрацией;

- описывать реакции с образованием комплексных соединений в молекулярном и ионном видах;

- проводить расчеты по химическим формулам и уравнениям реакций.

В процессе изучения дисциплины обращается внимание студентов на ее прикладной характер, показывается, где и когда изучаемые теоретические положения и практические умения могут быть использованы.

Основной вид учебных занятий студентов-заочников - самостоятельная работа над учебным материалом. Основной формой организации образовательного процесса при заочной форме обучения является лабораторно-экзаменационная сессия, в период которой со студентами проводятся очные занятия – установочные, обзорные, лабораторные, практические.

При изучении дисциплины студентами выполняется одна домашняя контрольная работа. Приступая к выполнению контрольных заданий, студенту следует проработать теоретический материал. Для успешного его усвоения необходимо после изучения темы ответить на вопросы для самоконтроля.

При выполнении контрольной работы необходимо соблюдать следующие требования:

1. Четко и правильно переписать задание контрольной работы по своему варианту. Работы, выполненные по другому варианту, возвращаются без проверки.

2. Ответы на вопросы должны быть четкими, полными и аргументированными.

3. При решении задач необходимо привести формулы, затем подставлять в них числовые значения. Решение сопровождать пояснениями, указывать размерность величин.

4. В конце работы привести перечень использованной литературы, проставить дату выполнения и подпись.

Выбор варианта задания осуществляется в соответствии с таблицей 1.

Продолжение табл. 1

Таблица 1

Номер варианта	Шифр студента
1	1, 11, 21
2	2, 12, 22
3	3, 13, 23
4	4, 14, 24
5	5, 15, 25

Номер варианта		Шифр студента
6	6, 16, 26
7	7, 17, 27
8	8, 18, 28
9	9, 19, 29
10	10, 20, 30

После изучения курса дисциплины проводится экзамен.

ТЕМАТИЧЕСКИЙ ПЛАН

Наименование разделов и тем	Максим. учебная нагрузка студента, час	Кол-во аудиторных часов при очной форме обучения			Самост. работа студента, час
Наименование разделов и тем	Максим. учебная нагрузка студента, час	Всего, час	Лабор. работы, час	Практ. занятия, час	Самост. работа студента, час
Введение	2	1			1
Раздел 1. Основные понятия и законы химии	6	4			2
Раздел 2. Строение вещества	13	11			2
Тема 2.1. Строение атома	8	7			1
Тема 2.2. Химическая связь	5	4			1
Раздел 3. Основные классы неорганических соединений	6	4			2
Раздел 4. Закономерности протекания химических реакций	45	36			9
Тема 4.1. Окислительно-восстановительные реакции	13	10	2	2	3
Тема 4.2. Химическая кинетика. Равновесие химических процессов	6	4	2		2
Тема 4.3. Водные растворы. Электролитическая диссоциация. Гидролиз солей	24	20	6	4	4
Итоговое занятие	2	2
Всего по дисциплине	72	56	10	6	16

Введение

Химия относится к естественным наукам, которые изучают окружающий нас материальный мир. Материальные объекты, составляющие предмет изучения химии, – это химические элементы и их разнообразные соединения. В настоящее время известно более ста химических элементов и более четырех миллионов их соединений.

Все объекты материального мира находятся в непрерывном движении (изменении). Существуют различные формы движения материи, в том числе химическая форма движения, которая также является предметом изучения химии. К химической форме движения материи относятся разнообразные химические реакции (превращения веществ).

Основные понятия и законы химии

Атом – наименьшая частица химического элемента. Состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Молекула – наименьшая частица вещества, которая состоит из соединенных между собой атомов.

Ион – электрически заряженная частица, образующаяся при отдаче или при приобретении электронов атомами или молекулой.

Простое вещество – вещество, состоящее из атомов одного химического элемента (О2, N2).

Сложное вещество – вещество, состоящее из атомов различных элементов (КОН, Н2О).

Аллотропия – химические элементы образуют несколько веществ.(О₂ и О₃, графит и алмаз).

Атомная масса. Молекулярная масса – выражают в атомных единицах массы (а.е.м.). За а.е.м. принимают 1/12 часть массы атома С₁₂. Молекулярная масса рассчитывается, исходя из атомных масс.

Химическая реакция – процесс, в результате которого из одних веществ образуются другие вещества.

Моль – количество вещества, которое содержит столько структурных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов), сколько содержится атомов в 12 г. азота С.

NA = 6, 02 10 моль – число Авогадро.

Молярная масса (М).

М(х)=т(х)/п(х) т(х)=М(х) · п(х) п(х)=т(х)/М(х)

Законы химии.

Закон сохранения массы вещества .

Масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате нее.

К₂S + CuCl₂ 2КCl + CuS

10 г 10 г

Закон постоянства состава.

Химические соединения с молекулярной структурой имеют постоянный качественный и количественный состав не зависимо от способа их получения.

Вещества, подчиняющиеся закону постоянства состава, называются соединениями постоянного состава, или дальтонидами, в отличие от соединений переменного состава, или бертоллидов.

К дальтонидам относятся вещества с молекулярной структурой, например H₂O, SO₂, H₂S, HCl. Так, в сероводороде независимо от того, каким способом он получен, массовая доля водорода всегда составляет 5, 88%, серы – 94, 12%.

Большинство бертоллидов имеет кристаллическую структуру. Много соединений переменного состава образуют металлы с кислородом. серой, азотом, фосфором, углеродом.

Закон Авогадро.

В равных объемах любых газов при одинаковых внешних условиях (t, p) содержится одинаковое число молекул.

Следствия закона Авогадро.

1. При одинаковых внешних условиях одинаковое число молекул любого газа занимает одинаковый объем.

2. Равные мольные количества газа при одинаковых внешних условиях занимают равные объемы.

3. При нормальных условиях 1 моль любого газа занимает объем 22, 4 л.

Vм =V(B)/n(B)

Vм – молярный объем – при любых условиях.

V(B) – молярный объем газа В при любых условиях.

n(В) – количество вещества газа В.

V =V (B)/n(В), V - молярный объем газа при нормальных условиях.

n(В)=N(B)/NА

Закон Авогадро справедлив для идеальных газов. Из закона Авогадро следует, что V(1)= V(2), значит N(1)=N(2)

n₁N_А⁰ = n₂N_А n 1= n 2

= =

m ₁ / m ₂ = D,

где D – относительная плотность первого газа ко второму;

m ₁ и m ₂ – молярные массы газа.

Наиболее часто пользуются значениями относительных плотностей газов по водороду D (H₂) или D _В:

D (H₂)=М_(газа)/2; D _В= М_(газа)/29

Пример 1. Найдите объем, который занимают при нормальных условиях 1, 4 г азота.

Решение. n = m / M; n = V/V_M V = n·V_M = m/M·V_M

1) Найдем M ( N ₂ ): M ( N ₂ )=2 M ( N )=2·14=28(г/моль).

2) Найдем объем 14 г азота: V =14: 28·22, 4=11, 2 (л).

Ответ: 11, 2 л.

Закон эквивалента.

Эквивалентом (Э) вещества называют такое его количество, которое в химических реакциях соединяется с 1 моль атома водорода или замещает его в соединениях.

Э -

Например, в образовании воды 2Н + О 2Н О 1 моль атома водорода эквивалентен ½ моль атома кислорода Э (О) = ½ моль.

Молярная масса эквивалента вещества (М эквивалента) – масса 1 (Э) вещества.

М экв. - или

М экв. (О) = 8 г/моль

Закон эквивалента: массы веществ, вступивших в реакцию, прямо пропор-циональны молярным массам эквивалента веществ.

М экв. = f экв. М (х) , где f экв. – фактор эквивалента, безразмерная величина.

Для химического элемента: f экв. = 1/В, где В – стехеометрическая валентность элемента в данном соединении.

В различных реакциях фактор эквивалентности вещества может быть разным. Например:

1. Н РО + 3КОН К РО + 3Н О

fэкв. (Н РО ) = 1/3

2. Н РО + 2КОН К НРО + 2Н О

fэкв. = ½

3. Н РО + КОН КН РО + Н О

fэкв. = 1

Для различных классов неорганических соединений fэкв. равен:

1. Для оксида fэкв. = 1/число ат. эл. стехеометрической валентности

fэкв. ( Al О ) = =

2. Для основания fэкв. =

fэкв. ( Al (OH) ) =

3. Для кислоты fэкв. = 1/основность кислоты

fэкв. ( Н SO ) = ½

4. Для соли fэкв. = 1/число атомов металла стех. валентность

fэкв. ( Al (SO ) ) = = .

В окислительно–восстановительных реакциях fэкв. равен обратной величине принятых или отданных электронов.

Вопросы для самоконтроля.

1. Что такое относительная атомная, молекулярная масса?

2. Что такое молярная масса вещества? В каких единицах она выражается?

3. Что такое молярная масса эквивалента вещества?

4. Дайте определение фактора эквивалентности.

5. Дайте определение количества вещества. В каких единицах выражается количество вещества?

6. Сформулируйте закон постоянства состава и закон сохранения массы вещества.

7. Сформулируйте закон Авогадро.

8. Сформулируйте закон эквивалентов.

Строение вещества

Строение атома

Состояние электрона в атоме можно охарактеризовать четырьмя квантовыми числами n, m, l, s.

n – главное квантовое число.

n = 1, 2, 3, 4, ...

Определяет энергетические уровни электронного слоя. Например: N – второй период, электрон находится на двух электронных уровнях

l – орбитальное квантовое число.

Определяет форму орбиталей. Зависит от n. Принимает значения: l = от 0 до (n-1)

Если n = 1, то l = 0

n = 2, l = 0, 1

s p

n = 3, l = 0, 1, 2

s p d

Таким образом, электрон первого энергетического уровня находится только на s-орбитали; электрон второго энергетического уровня – на s- и p-орбиталях; электрон третьего энергетического уровня – на s-, p- и d-орбиталях.

m – магнитное квантовое число. Значения: - l до + l, 0

если l = 0, m = 0, т. е. s – орбиталя имеет только одно положение в пространстве.

m определяет расположение в пространстве.

если l = 1, то m = -1, 0, +1. (3 значения) 6

если l = 2, то m = -2, -1, 0, 1, 2. (5 значений) 10

если l = 3, то m = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3. (7 значений) 14

s – спиновое квантовое число.

Характеризует два возможных направления вращения электрона.

s = + ½, - ½

Пример 1: Какими значениями квантовых чисел можно охарактеризовать электрон, находящийся на p-орбитали 4-го энергетического уровня?

Решение. n=4, l=0, 1, 2, 3, m=-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, s = +1/2, -1/2

Принцип Паули

Определение: в атоме не может быть двух электронов, все четыре квантовых

числа которых были бы одинаковыми.

N = 2n , где N – номер энергетического уровня, n – главное квантовое число.

Пример 2: Рассчитайте максимальное число электронов на 4-м энергетическом уровне атома.

Решение. N=2·4²=32

Правило Хунда.

В пределах подуровня заполняют максимальное значение орбиталей. Например:

Cl 1s 2s 2p 3s 3p

Пример 3: Изобразите электронную формулу углерода.

Решение. ₆C 1s²2s²2p² 2

1 p

Вопросы для самоконтроля

1. Как изменяются свойства элементов с увеличением порядкового номера?

2. В каких группах и подгруппах периодической системы находятся s- и p-элементы?

3. Рассчитайте максимальное число электронов на 4-м и 5-м энергетических уровнях атома.

4. Изобразите электронные формулы атомов фосфора (N15), рубидия (N37), циркония (N40).

5. Напишите графические электронные формулы цинка (N30) и селена (N34).

6. Изобразите электронные формулы ионов Cl⁻ и Cu²⁺.

Химическая связь

Виды связей:

1) ковалентная (полярная, неполярная);

2) ионная;

3) металлическая;

4) водородная.

Ковалентная связь. Осуществляется одной или несколькими общими электронными парами. Например, образование молекулы водорода осуществляется следующим образом.

Н 1s 1 + Н

S S

H + H H: H

F 1s 2s 2p 2

1 p

: F + F: : F: F:

Происходит перекрывание p- орбиталей с неспаренными электронами.

H + F: H: F:

При образовании молекулы HF происходит перекрывание S – орбитали атома Н и р – орбитали атома F.

Существуют молекулы, в которых между двумя атомами возникают две или более общих электронных пар. Такие ковалентные связи называют двойными или тройными, а общее их название – кратные связи. Например, в образовании химической связи в молекуле азота участвуют по три электрона каждого атома азота. Структурная формула молекулы азота: N N

N 1s 2s 2p 2

1 p

Ионная связь.

Химическая связь, образованная за счет электростатического взаимодействия ионов, называется ионной связью.

Na - Na

F + F

Na + F Na + F

Химические соединения, в которых осуществляется ионная связь, называются ионными. Все ионные соединения в твердом состоянии являются кристаллическими веществами. Ионная связь не обладает направленностью. Соединений, в которых существует только ионная связь, практически нет.

Металлическая связь.

Металлическая связь обусловлена образованием электронами всех атомов вещества единого подвижного облака.

Металлическая связь является нелокализованной, т.е. не имеющей определенной направленности: в ней принимают участие все атомы кристалла металла.

Рассмотрим строение электронной оболочки атома натрия. Она выражается формулой: ₁₁Na 1s²2s²2p⁶3s¹ s p

Атом натрия на внешнем энергетическом уровне имеет четыре орбитали и один валентный электрон, который атом отдает очень легко. Все четыре орбитали и один электрон внешнего уровня атомы натрия в кристалле металла предоставляют на образование химической связи. Получается, что в кристалле натрия электронов значительно меньше, чем орбиталей. Это позволяет электронам в металле свободно перемещаться, переходя с одной орбитали на другую. Такие подвижные электроны называются обобществленными (как бы принадлежащими всем атомам одновременно) или электронным газом. Поэтому металл можно представить как структуру, состоящую из атомов металла, расположенных в узлах кристаллической решетки, которые удерживаются за счет обобществленных электронов.

Водородная связь.

Она возникает между молекулами, в состав которых входят атомы водорода и элементов с высокой электроотрицательностью (F , Cl , O , N ). За счет разности электроотрицательности между атомом Н и другим атомом молекулы, образованные этими атомами, представляют собой диполи.

8+ 8-

HF: H F

8+ 8- 8+ 8-

H F H F

H: F: + H: F: H: F: H: F:

Возникновение водородной связи может быть связано с донорно – акцепторным взаимодействием молекул.

Водородные связи образуются также между молекулами частями больших молекул. Благодаря водородным связям молекулы объединяются в ассоциаты.

Пример 1. Какие из связей наиболее и наименее полярны?

Решение. Используя значения относительных электроотрицательностей элементов, находим разности относительных электроотрицательностей данных элементов:

NaI 2, 21 – 1, 01 = 1, 20

NaBr 2, 74 – 1, 01 = 1, 73

CsI 2, 21 – 0, 86 = 1, 35

Чем больше по абсолютному значению разность относительных электротрицатель-ностей, тем более полярна связь.

В данном примере наиболее полярной является связь натрий – бром, а наименее полярной – связь натрий иод.

Пример 2. Определите, как изменяется прочность соединений в ряду: HF, HCl, HBr, HI.

Решение. У этих двухатомных молекул прочность связи зависит от длины связи. А поскольку радиус атома при переходе от фтора к иоду возрастает, то длина связи H – галоген в этом направлении возрастает, т. е. прочность соединений при переходе от фтора к иоду уменьшается.

Вопросы для самоконтроля

1. Между атомами каких элементов возникает ионная связь? Какая химическая связь называется ионной или электровалентной?

2. Что такое ковалентная связь? На какие виды она подразделяется? Между атомами каких элементов возникает ковалентная связь?

3. В направлении какого атома будет смещаться общая электронная пара между водородом и серой, водородом и углеродом, если относительные электроотрицательности атомов соответственно равны 2, 20; 2, 58 и 2, 55?

Вопросы для самоконтроля

1. Какие реакции называются окислительно-восстановительными? Чем отличаются окислительно-восстановительные реакции от других химических реакций?

2. Какие вещества называются окислителями и какие восстановителями?

3. Как по относительной электроотрицательности можно судить о характере связи между атомами в молекуле?

4. Для каких сложных веществ характерны только окислительные свойства? В каких случаях сложные вещества могут выступать в роли окислителей и восстановителей?

5. Установите, какие из приведенных ниже реакций относятся к окислительно- восстановительным, и укажите окислитель и восстановитель:

а) FeO + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂O;

б) Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂;

в) 4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃;

г) 2Fe(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 6H₂O;

д) FeO + H₂ = Fe + H₂O.

6. В следующих уравнениях реакций определите окислитель и восстановитель, их степени окисления, расставьте коэффициенты:

а) HgS + HNO₃ + HCl → HgCl₂ + S + NO + H₂O;

б) SnCl₂ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → Sn(SO₄)₂ + SnCl₄ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O;

в) AsH₃ + AgNO₃ + H₂O → H₃AsO₄ + Ag +HNO₃.

Вопросы для самоконтроля.

1. Чем измеряется скорость химических реакций?

2. Какие факторы влияют на скорость химических реакций?

3. Напишите выражение скорости химической реакции, описываемой следующим уравнением: CaO + CO₂ = CaCO₃.

4. Чему равен температурный коэффициент реакции, если при увеличении температуры на 60° скорость реакции возросла в 10 раз?

5. Как изменится скорость реакции 2NO + O₂ = 2NO₂, если концентрации исходных веществ увеличить в 4 раза?

6. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 40 до 70°С, если температурный коэффициент реакции равен трем?

7. Как влияет площадь поверхности твердых веществ на скорость их взаимодействия? Приведите примеры использования этой зависимости в химической прмышленности.

Водные растворы

Как известно, многие вещества растворяются в воде, например соль, сахар; есть такие вещества, которые в воде не растворяются, но хорошо растворяются в спирте, например различные лаки в воде не растворяются, но очень легко растворяются в спирте. Сера в воде и спирте не растворяется, но хорошо растворяется в сероуглероде. В результате растворения получаются растворы.

Растворы - это однородные системы, состоящие из двух и более самостоятельных веществ и продуктов их взаимодействия.

Вещество, взятое в избытке и служащее средой, в которой идет растворение, называется растворителем. Вещество, которое растворяется, называется растворяемым веществом.

Процесс растворения вещества сопровождается поглощением или выделением теплоты, что характерно для химического взаимодействия. Д.И.Менделеев, изучая состояние веществ в растворах, развил представление о химическом характере процесса растворения, противопоставляя это учение физической теории растворения, согласно которой растворы - чисто механические смеси частиц растворителя и растворенного вещества. Он пришел к выводу, что в растворе образуются соединения, состоящие из растворенного вещества и растворителя. Такие соединения получили название сольватов. Если растворителем является вода, то соединения, образующиеся в растворе, называются гидратами.

Развитая Менделеевым химическая, или гидратная теория лежит в основе всего современного учения о растворах.

В зависимости от агрегатного состояния растворителя различаются жидкие, твердые и газообразные растворы. Примером первых могут быть растворы солей и гидроксидов в воде, примером вторых -металлические сплавы и различные минералы; примером третьих -смеси газов, воздух.

Наибольшее значение имеют жидкие растворы.

Чтобы приготовить водный раствор твердого вещества, достаточно оставить это вещество в соприкосновении с водой в течение некоторого времени. Такое самопроизвольное распределение молекул растворенного вещества по всему объему раствора называется диффузией. Но этот процесс совершается медленно. Для ускорения процесса растворения растворяемое вещество измельчают или перемешивают жидкость; зависит этот процесс и от температур.

Растворимостью называют способность одного вещества растворяться в другом. Количественно растворимость твердых веществ и ж идкостей определяется коэффициентом растворимости.

Коэффициент растворимости выражается массой безводного вещества, растворяющегося при данных условиях в 100 г растворителя с образованием насыщенного раствора.

Пример:

Есть вещества, растворимость которых с увеличением температуры уменьшается, например гидроксид кальция.

В воде растворяются не только твердые вещества, но и многие жидкости. Одни из них, например спирт, глицерин, серная кислота, смешиваются с водой в любых соотношениях, другие, например эфир, взаимно растворяются только до известного предела. С увеличением температуры растворимость жидкого вещества, как правило, повышается.

Важнейшей характеристикой раствора является его состав, показывающий, какие вещества и в каких количествах содержатся в растворе. Рассмотрим основные способы выражения концентрации растворов.

(1)

Массовая доля показывает отношение массы компонента раствора В к массе раствора.

Массовая доля выражается в долях единицы или процентах.

Пример 1. Определить массовую долю (%) хлорида натрия в растворе, содержащем 30 г NaCl в 220 г воды.

Решение. Масса раствора т складывается из массы растворителя т (Н₂О) и массы растворенного вещества т (NaCl):

т = т (Н₂О) + т (NaCl); т = (220 + 30) г = 250 г

По уравнению (1) находим:

(NaCl) = m (NaCl) / m; со (NaCl) = 30/250 = 0, 12, или 12%

Пример 2. Определите массу хлорида натрия, который надо растворить в воде, чтобы получить 100 мл раствора с массовой долей NaCl 20%. Плотность раствора р = 1, 15 г/мл.

Решение. Масса раствора, который необходимо приготовить, состав-
ляет:

; ,

где V – объем раствора.

Из уравнения (1) следует:

т (NaCl) = т (NaCl); m (NaCl)

Молярная концентрация показывает отношение количества растворенного вещества В к объему раствора:

По Международной системе единиц (СИ) молярная концентрация выражается в моль/м³, но наиболее часто используется единица моль/л.

Пример 3. Сколько граммов KOH содержится в 0, 2М растворе объемом 500 мл?

Решение.

отсюда

Молярная концентрация эквивалента(нормальная концентрация) показывает отношение количества вещества эквивалента к объему раствора:

Для обозначения нормальной концентрации используют символ н., например: 1 н. — однонормальный раствор (с — 1 моль/л; 0, 1 н. — децинормальный раствор (с = 0, 1 моль/л); 0, 01 н. — сантиметровый раствор (с = 0, 01 моль/л).

Пример 4. Определите молярную концентрацию эквивалента хлорида алюминия, если в 0, 5 л раствора содержится 33, 33 г AlCl₃.

Молярная масса эквивалента

Молярная концентрация эквивалента раствора AlCl₃ равна

Ионные реакции обмена

При химической реакции в растворах электролитов взаимодействуют не молекулы, а ионы. Например: уравнение реакции в молекулярной форме:

Ba(NO₃)₂ + H₂SO₄ = BaSO₄¯ + 2HNO₃,

уравнение в полном ионном виде, или полное ионное уравнение:

Ba²⁺ + 2NO₃⁻ + 2H⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄¯ +2H⁺ + 2NO₃⁻,

уравнение в сокращенном ионном виде, или сокращенное ионное уравнение:

Ba²⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄¯.

Протекание реакции между электролитами возможно в трех случаях.

1. Если ионы, соединяясь, образуют труднорастворимое соединение.

Например:

CuSO₄ + 2KOH « Cu(OH)₂¯ + K₂SO₄

Cu²⁺ + SO₄^2- + 2K⁺ + 2OH^- « Cu(OH)₂¯ + 2K⁺+ SO₄^2-

Cu²⁺ + 2OH^- « Cu(OH)₂¯

Реакция между CuSO₄ и КОН сводится к взаимодействию ионов Cu²⁺ и гидроксид ионов ОН^- с образованием осадка Cu(OH)₂¯. С точки зрения ТЭД ионы калия и сульфат-ионы участие в реакции не принимают.

2. Если при взаимодействии ионов образуется газообразное вещество.

Например:

K₂CO₃ + 2HNO₃ « 2KNO₃ + CO₂ + H₂O

2K⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + 2NO₃^- « 2K⁺+ 2NO₃^- + CO₂ + H₂O

CO₃^2- + 2H⁺ « CO₂ + H₂O

Реакция между карбонатом калия и азотной кислотой приводит к образованию газообразного продукта CO₂. С точки зрения ТЭД ионы калия и NO₃^- участия в реакции не принимают.

3. Если при взаимодействии ионов образуется малодиссоциирующий электролит.

Например:

NH₄Cl + KOH « NH₄OH + KCl

NH₄⁺ + Cl^- + K⁺ + OH^- « NH₄OH + K⁺ + Cl^-

NH₄⁺ + OH^- « NH₄OH

Реакция между хлоридом аммония и гидроксидом калия приводит к образованию слабого электролита – гидроксида аммония. С точки зрения ТЭД ионы калия и хлорид-ионы участия в реакции не принимают.

4. Взаимодействие сильных электролитов

2КСl + Na₂SO₄ « K₂SO₄ + 2NaCl

2K⁺ + 2Cl^- + 2Na⁺ + SO₄^2-« 2K⁺ + SO₄^2- + 2Na⁺ + 2Cl^-

С точки зрения ТЭД такие реакции не протекают, их относят к обратимым(двусторонним реакциям).

Соединения, выпадающие в осадок, газообразные и малодиссоциирующие, в ионных уравнениях записываются в молекулярной форме.

Гидролиз солей

Гидролизом солей называют реакции обмена ионов соли с молекулами воды, в результате которой образуется слабый электролит. В результате протекания процесса гидролиза соли в растворе появляется некоторое избыточное количество ионов H⁺ или OH^-, сообщающие раствору кислотные или щелочные свойства. Гидролиз возможен в трех случаях.

1. Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой.

В растворе соль диссоциирует:

NaNO₂ « Na⁺ + NO₂^-

NO₂^- + HOH « HNO₂ + ОН^-

Na⁺ + NO₂^- + HOH « HNO₂ + ОН^- + Na⁺

NaNO₂ + Н₂О « HNO₂ + NaOH

Продукт гидролиза – слабая кислота, реакция среды щелочная вследствие повышенной концентрации OH^- -ионов. рН > 7

Если соль образована слабой многоосновной кислотой и сильным основанием, то продуктом гидролиза является кислая соль, точнее, анион кислой соли. Гидролиз протекает ступенчато. Например:

Na₂S « 2Na⁺ + S^2-

I ступень S^2- + HOH « HS^- + ОН^-

2Na⁺ + S^2- + HOH « 2Na⁺ + HS^- + ОН^-

Na₂S + HOH « NaHS + NaOH

II ступень HS^- + HOH « H₂S + ОН^-

HS^- + Na⁺ + HOH « H₂S + ОН^- + Na⁺

NaHS + HOH « H₂S + NaOH

2. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой.

Рассмотрим гидролиз хлорида меди(II). [Cu(OH)₂ – слабое основание, HCl –сильная кислота]. Уравнение диссоциации этой соли:

CuCl₂« Cu²⁺ + 2Cl^-

Гидролиз CuCl₂ протекает в две ступени:

I ступень Cu²⁺ + HOH « CuOH⁺ + H⁺

Cu²⁺ + 2Cl^- + HOH « CuOH⁺ + H⁺ + 2Cl^-

CuCl₂+ HOH « Cu(OH)Cl + HCl

II ступень CuOH⁺ + HOH « Cu(OH)₂ + H⁺

CuOH⁺ + Cl^- + HOH « Cu(OH)₂ + H⁺ Cl^-

Cu(OH)Cl + H₂O « Cu(OH)₂ + HCl

Продуктом гидролиза является слабое основание, реакция среды кислая, обусловленная присутствием свободных H⁺ -ионов.

Если соль образована слабым многокислотным основанием и сильной кислотой, то образуется основная соль, точнее, катион основной соли.

3. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой.

Соли такого типа легче других подвергаются гидролизу, так как ионы этих солей одновременно связываются обоими ионами воды с образованием двух слабых электролитов. При этом реакция гидролиза может практически идти до конца. Например:

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑

В этом случае с водой взаимодействует как катион слабого основания, так и анион слабой кислоты.

4. Соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями, гидролизу не подвергается, т. к. их ионы не образуют слабых электролитов с водой.

Примеры: NaCl, KNO₃, BaCl₂, Na₂SO₄.

Среда – нейтральная.

Гидролиз некоторых солей, образованных очень слабыми основаниями и кислотами, является необратимым процессом, например гидролиз сульфидов и карбонатов Al³⁺, Cr³⁺ и Fe³⁺. Эти соединения нельзя получить в водном растворе. При взаимодействии солей Al³⁺, Cr³⁺ и Fe³⁺ в растворе с сульфидами и карбонатами в осадок выпадают не сульфиды и карбонаты этих катионов, а их гидроксиды:

2AlCl₃ + 3Na₂S + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S + 6NaCl,

2CrCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Cr(OH)₃ + 3CO₂ + 6NaCl.

Вопросы для самоконтроля

1. Какие способы выражения состава раствора вы знаете?

2. Определите массовую долю растворенного вещества (%) NaCl, если в 380 г воды растворено 20 г NaCl.

3. Сколько граммов KOH содержится в 200 мл 10%-го раствора (плотн. 1, 09 г/см³)?

4. В 600 г воды растворили аммиак NH₃ объемом 560 мл (нормальные условия). Определите массовую долю аммиака в полученном растворе.

5. Раствор с массовой долей гидроксида калия KOH 15% имеет плотность ρ = 1, 14 г/мл. Рассчитайте молярную концентрацию раствора и молярную долю KOH.

6. Определите молярную концентрацию 10%-го раствора H₃PO₄, плотность которого равна 1, 05 г/см³.

7. Какие вещества относятся к электролитам? Что называется электролитической диссоциацией? Что такое степень электролитической диссоциации?

8. Напишите уравнения полной диссоциации в водных растворах следующих электролитов:

а) HClO₄, H₂SeO₄, HBr;

б) NaOH, NH₄OH, Ca(OH)₂;

в) Fe₂(SO₄)₃, Mg(NO₃)₂, (NH₄)₂SO₄.

9. Какой процесс называют гидролизом? От каких факторов зависит гидролиз солей? От чего зависит реакция среды при растворении различных солей в воде?

10. Напишите уравнения реакций гидролиза солей в молекулярной и ионной формах: NaNO₃, MgS, CuI₂, Cr₂(SO₄)₃. Какая среда (щелочная, кислая, или нейтральная) будет в водных растворах этих солей?

11. Напишите все три ступени гидролиза для раствора CrCl₃ (в молекулярной и ионной формах).

12. При смешивании растворов Cr₂(SO₄)₃ и K₂S образуется зеленый осадок Cr(OH)₃. Напишите соответствующие уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

ПРИЛОЖЕНИЕ 1