новая метод. механ. Практикум по общей химии часть 1 Для студентов института механизации и технического сервиса и факультета лесного хозяйства и экологии

• Название: Практикум по общей химии часть 1 Для студентов института механизации и технического сервиса и факультета лесного хозяйства и экологии
• Анкор: новая метод. механ.docx
• Дата: 18.07.2018
• Размер: 0.63 Mb.
• Имя файла: новая метод. механ.docx
• Тип: Практикум; #21645
• страница: 3 из 6

Пример 3. Пользуясь справочными данными, установить, возможно ли при температурах 298 и 2500 К восстановление диоксида титана до свободного металла по схеме: TiO_{2 (k)} + 2C _{( графит)} = Ti _(k) + 2CO _(r) . Зависимостью ∆Н и ∆S от температуры пренебречь.

Решение. В приложении находим значение ∆ G обр ( в кДж/моль) при 298 К для TiO_{2 (k)} (- 889,6) и СО (- 137,1). Тогда для рассматриваемой реакции: ∆G ₂₉₈ = - 137,1 •2 - (- 888,6) = 614,4 кДж.

Поскольку G₂₉₈ > 0 то восстановление TiO₂ при 298 К невозможно.

Для расчета G₂₅₀₀ воспользуемся уравнением ∆ G = ∆H – T • ∆S.

При этом, в соответствии с указанием в условии задачи, используем значения ∆ Н и S при 298 К. Для расчёта ∆H и ∆S реакции необходимо найти в приложении значения

∆H обр для TiO₂ ( - 943,9) и СО (- 110,5), а также значения Sобр [ в Дж/ моль К ] для

TiO₂ ( 50,3), Ti (30,6) и СО ( 197,5). Тогда для рассматриваемой реакции:

∆ H = -110,5 • 2 - (-943,9) = 722 кДж;

∆S = 30,6 + 197,5 • 2 – 50,3 - 5,7 2 = 425,6 – 61,7 = 363,9 Дж/моль К.

Теперь находим ∆G₂₅₀₀ реакции, выражая ∆ S в кДж/моль К

∆G₂₅₀₀ = ∆H₂₅₀₀ – T • S₂₅₀₀ = 722,9 – 2500 • 363,9/ 1000 = 722,9 – 909,8 = -186,9 кДж.

Таким образом, G₂₅₀₀ < 0, поэтому восстановление TiO₂ графитом при 2500 К возможно.

_{Контрольные вопросы}

Вычислить реакций (предварительно расставьте коэффициенты, а необходимые для термодинамического расчета данные возьмите из приложения):

1. 
   С₈Н_{6 (г)} + О_2(г) → СО_2(г) + Н₂О _(г)
   
2. 
   С₂Н_2(г) + О_2(г) → СО_2(г) + Н₂О _(г)
   
3. 
   СН_{4 (г)} + О_2(г) → СО_2(г) + Н₂О _(г)
   
4. 
   С₆Н_{6 (ж)} + О_2(г) → СО_2(г) + Н₂О _(г)
   
5. 
   СН₃ОН _(г) + О_2(г)→СО_2(г) + Н₂О _(г)
   
6. 
   С₂Н_4(г) + О_2(г) → СО_2(г) + Н₂О _(г)
   
7. 
   С₂Н₅ОН _(ж)+О_2(г) → СО_2(г) + Н₂О _(г)
   
8. 
   Н₂S_(г) + О_{2 (г)} → SO_{2 (г)} + Н₂О _(ж)
   
9. 
   Fe₂O_{3 (k)} + CO → Fe _(k) + CO_{2 (г)}
   
10. 
    Fe₂O_{3 (k)} + Н_2(г) → Fe _(k) + Н₂О_(ж)
    
11. 
    Fe₂O_{3 (k)} + C _{(графит)} → F e_(k) + CO_{2 (г)}
    
12. 
    HCI_(г) + О_{2 (г)} → CI_2(г) + Н₂О _(г)
    
13. 
    NO_(г) + О_{2 (г)} → NO_2(г)
    
14. 
    NO_(г) + NO_2(г) → N₂O_{3 (г)}
    
15. 
    Ca(ОН)_{2 (k)} + СО_{2 (г)} → CaСО_3(k) + Н₂О_(ж)
    
16. 
    CaО_(k) + Н₂О_(ж) → Ca(ОН)_{2 (k)}
    
17. 
    CaО_(k) + P₂O_{5 (k)} → Ca₃(PО₄) _{2 (г)}
    

6. Растворы
Растворами называют состоящие из двух или нескольких веществ гомогенные системы, состав которых может изменяться в широких пределах.

Вещество, которое при растворении не меняет своего агрегатного состояния, или входит в состав раствора в преобладающем количестве, называют растворителем.

По агрегатному состоянию растворы бывают газообразные (газовые смеси, воздух), жидкие и твердые (сплавы металлов). Наибольшее значение имеют жидкие (водные) растворы.

Важной характеристикой любого раствора является его состав, выражаемый концентрацией.

Для приблизительного выражения концентрации растворов применяют термины концентрированный и разбавленный растворы.

Концентрированный раствор содержит такие количества растворенного вещества, которые сравнимы с количеством растворителя. Например, в 100 г воды растворено 20 г медного купороса (20 и 100 – сравнимые величины). Разбавленный раствор содержит малое количество растворенного вещества по сравнению с количеством растворителя. Например, в 100 г воды растворено 0,2 г медного купороса (0,2 г очень мало, по сравнению со 100 г растворителя).
6.1. Способы выражения концентраций растворов.
Существуют различные способы выражения концентраций. Наиболее употребляемые в химии: массовая доля растворенного вещества, молярная, моляльная, нормальная концентрации.

Массовая доля растворенного вещества (процентная концентрация по массе) – отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора.

ω_в = , (6.1)

где - масса растворенного вещества, - масса раствора

ω_в – массовая доля растворенного вещества, выражают в долях единицы, или в процентах (для этого умножают на 100%).
Молярная концентрация – число молей растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора.

С_m = (6.2)

если х – число молей растворенного вещества в объеме раствора V, тогда n_в молей - в 1 литре(1000 мл). Отсюда n_в = .

где - число молей растворенного вещества, определяется как , подставляя в уравнение (6.2) получим:

(6.3)

где - масса растворенного вещества, в (г);- молярная масса растворенного вещества (г/моль); – объем раствора (мл).
Нормальная концентрация – Число эквивалентов растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора

(6.4)
где Э – эквивалентная масса растворенного вещества (см. раздел 2).
Контрольные вопросы

6.1. В 150 г воды растворили 10 г NaCl. Рассчитать массовую долю соли в получившемся растворе.

6.2. Определите массовую долю растворенного вещества, если в 150 г раствора содержится 30 г соли.

6.3. Раствор, содержит 40 г кислоты, и 160 г воды, определите массовую долю растворенного вещества.

6.4. Сколько соли (в граммах) содержится в 700 г 35 %-го раствора.

6.5. К 450 г 30 %-го раствора прилили 150 г воды. Выразить в процентах концентрацию получившегося раствора.

6.6. В 15 %-й раствор, содержащий 35 г соли добавили еще 20 г. Выразить в процентах концентрацию получившегося раствора.

6.7. Сколько воды надо добавить к 300 г 40 %-го раствора, чтобы получить раствор с концентрацией 25 %.

6.8. Смешали 250 г 10 %-го раствора соли и 450 г 40 %-го раствора. Определить массовую долю полученного раствора.

6.9. В 250 г воды растворено 50 г кристаллогидрата FeSO₄•7H₂O. Вычислить массовую долю FeSO₄.

6.10. Необходимо приготовить 2 л 30%-го раствора аммиачной селитры. Сколько нитрата аммония и воды нужно смешать.

6.11. Рассчитать массовую долю спирта (С₂Н₅ОН) в растворе, содержащем 90 г спирта и 200 г воды.

6.12. В 200 мл раствора содержится 12 г сульфата магния. Рассчитайте молярную концентрацию раствора.

6.13. Рассчитайте молярную концентрацию раствора, содержащего 10 г гидроксида натрия и 45 г воды, плотность которого 1,219 г/мл.

6.14.Сколько граммов NaOH необходимо взять, для приготовления 0,5 н раствора.

6.15. Определите нормальность раствора, в 1 л которого содержится 9,8 г H₂SO₄.

6.2. Коллигативные свойства растворов

1. 
   Понижение давления пара растворителя над раствором, (закон Рауля)
   

Парциальное давление насыщенного пара над чистым растворителем всегда ниже парциального давления насыщенного пара над раствором:
;
Где - парциальное давление насыщенного пара растворителя над раствором; - давление насыщенного пара над чистым растворителем; - мольная доля растворителя; - мольная доля растворенного вещества; – число молей растворителя; - число молей растворенного вещества.

2. 
   Понижение температуры кристаллизации (замерзания) раствора .
   

Растворы замерзают при температуре ниже температуры замерзания чистого растворителя.

;

где - криоскопическая постоянная растворителя (К_воды = 1,86); m – масса растворенного вещества (г); М – молярная масса растворенного вещества (г/моль); L- масса растворителя (г).

3. 
   Повышение температуры кипения раствора . Растворы кипят при температуре выше температуры кипения чистого растворителя.
   

;

где Э – эбуллиоскопическая постоянная растворителя (Э_воды = 0,52).

4. 
   Осмотическое давление, P, кПа.
   

;

где С_м – молярная концентрация раствора; R – газовая постоянная (8,31 Дж/(моль К); Т –температура (К).
Контрольные вопросы
6.16. Найдите температуру кипения раствора, содержащего:

1. 
   14.8 г глюкозы С₆Н₁₂О₆ в 250 г воды (Э_воды = 0,52);
   
2. 
   11,5 г глицерина (С₃Н₈О₃) в 200 г воды (Э_воды = 0,52);
   
3. 
   7,5 г мочевины ((NH₂)₂CO) в 250 г воды (Э_воды = 0,52);
   

15. 
    Найдите температуру замерзания раствора, содержащего:
    

1. 
   4,67 г сахарозы С₁₂Н₂₂О₁₁ в 100 г воды (К_воды = 1,86);
   
2. 
   54 г глюкозы С₆Н₁₂О₆ в 250 г воды (К_воды = 1,86);
   
3. 
   40г этилового спирта (С₂Н₅ОН) в 60 мл воды (К_воды = 1,86).
   

6.17. Определите молярную концентрацию (С_м) и осмотическое давление раствора:

16 г сахарозы С₁₂Н₂₂О₁₁ и 350 г воды;

9,2 г глицерина С₃Н₅(ОН)₃ в 1 л воды.

7.Теория электролитической диссоциации и гидролиз солей

7.1. Электролитическая диссоциация и рН растворов
Различают электролиты и неэлектролиты. К первым принадлежат вещества, водный раствор которых проводит электрический ток. Химические соединения, имеющие гетерополярное (ионное) строение (например NаCl, KNO₃, CаF₂ и т.д.) проводят ток также и в расплавленном состоянии.

Неэлектролиты – вещества, неспособные диссоциировать на положительные и отрицательные ионы при растворении их в воде. Поэтому они не обладают электропроводностью систем ни в растворенном, ни в расплавленном состоянии. К неэлектролитам относятся очень многие органические вещества (спирты, эфиры, кетоны, сахара и т.д.)

Электролитами являются все вещества, способные диссоциировать на положительно и отрицательно заряженные ионы в водном растворе.

К электролитам относятся неорганические кислоты, основания и соли.
Сущность теории электролитической диссоциации можно свести к следующим трем положениям:

1. 
   Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на положительные и отрицательные ионы.
   
2. 
   Под действием электрического тока, положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно заряженные – к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые – анионами.
   
3. 
   Диссоциация – процесс обратимый, поскольку параллельно идет распад молекул на ионы (диссоциация) и объединение ионов в молекулы (ассоциация). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости. Например, уравнение диссоциации молекулы электролита КА на катион К⁻ и анион А⁺ записывается так:
   

КА К⁺ + А⁻

Реакция среды (нейтральная, кислая или щелочная) любого водного раствора электролита определяется соотношением концентраций ионов водорода (С_Н+) и гидроксила (С_ОН−). Вода относится к очень слабым электролитам – на ионы распадается приблизительно одна из 556∙10⁶ молекул по уравнению:

Н₂О Н ⁺ + ОН⁻

Ион водорода (протон) в воде изолированно существовать не может и присоединяет молекулу воды, образуя ион гидроксония (Н₃О⁺). Для упрощения записи в уравнениях химических реакций указывают ион водорода (Н⁺). При температуре 25ºС в любом водном растворе электролита выполняется постоянство произведения концентраций протонов водорода и гидроксил – иона:

[H⁺] ∙ [ОН⁻] =10⁻¹⁴ ,

называемого ионным произведением воды (К_Н2О).

В случае равновесия:

С_Н+ = С_ОН− = 10 ⁻⁷ моль/л.
Количественно характер среды определяют величиной С_Н+ или водородным показателем (рН) раствора. Через рН обозначают десятичный логарифм от концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком:
рН = −lgСн⁺
Величина рН может принимать значения в интервале от −1 до 14. В нейтральной среде рН=7, в кислой – рН<7; в щелочной среде рН >7.

Обычно рН в растворах определяют с помощью электронных приборов – ионометров – рН-метров или бумажных индикаторов, которые фиксируют изменение цвета индикатора в зависимости от кислотности или щелочности раствора.

Контрольные вопросы
7.1.Напишите уравнения электролитической диссоциации следующих соединений:

7.1.1.Ba(OH)2, HCl, Na2SO4	7.1.13. (NH4)2SO4, H2S, Cr (OH)3
7.1.2. HNO3, BeSO4, Sn(OH)2	7.1.14. Fe Cl3 , HBr, Ca(OH) 2
7.1.3.NH4OH, Na2CrO4, HBr	7.1.15. H 2 SeO3 , ZnSO4 , NaOH
7.1.4. Ba(NO3)2, HMnO4, KOH	7.1.16. NH4Cl, HNO3 , Cr Cl3
7.1.5.H2SeO3, NaF, Cu(NO3)2	7.1.17. Fe SO4 , HJ, Ba(OH)2 ,
7.1.6.Cr(OH)3, MgCl2, H2SO4	7.1.18. KOH, Na3 PO4 , HMnO4
7.1.7.H3PO4, ZnCl2, Mg(OH)2	7.1.19. HClO3 , LiOH, K2SO3
7.1.8.BaCl2, H2SO3, Zn(OH)2	7.1.20. Fe(OH)2 , HF, Al2(SO4)3
7.1.9.K2SO4, H2CO3, Al(OH)3	7.1.21.MgSO4, AgOH, (NH4 )2SO 3
7.1.10.H2SiO3, Li2CrO4 Cu(OH)2	7.1.22. NH4 NO3 , Sr(OH)2, NiCl 2
7.1.11.NaHSO3, H3AsO4, Bi(NO3)2	7.1.23. Bi(OH)2 ,KMnO4, CuSO4
7.1.12.Cr(OH)2Br, HNO2, Ni(OH)2	7.1.24. K2Cr2O7, Ba(OH)2, NaHSO4

2. 
   Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций, протекающие при сливании двух растворов:
   

7.2.1.Гидроксида калия и нитрата меди (II)

7.2.2.Соляной кислоты и гидроксида бария

7.2.3.Сульфата натрия и нитрата бария

7.2.4.Хлорида натрия и нитрата серебра

7.2.5.Азотной кислоты и гидроксида кальция

7.2.6.Соляной кислоты и карбоната калия

7.2.7.Хлорида бария и серной кислоты

7.2.8.Гидроксида бария и сульфата меди(II)

7.2.9.Бромида калия и нитрата серебра

7.2.10.Азотной кислоты и гидроксида кальция

7.2.11.Сульфата железа (III) и гидроксида лития

7.1.12.Карбоната калия и соляной кислоты

7.2.13.Хлорида аммония и гидроксида бария

7.2. Слабые электролиты

Константа и степень диссоциации

При растворении в воде или других растворителях, состоящих из полярных молекул, электролиты подвергаются электролитической диссоциации, т. е. в большей или меньшей степени распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы — катионы и анионы. Электролиты, диссоциирующие в растворах не полностью, называются слабыми электролитами. В их растворах устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и продуктами их диссоциации — ионами. Например, в водном растворе уксусной кислоты устанавливается равновесие

СН₃СООН ⇄ Н⁺ + СН₃СОО^-

константа которого (константа диссоциации) связана с концентрациями соответствующих частиц соотношением:



Степенью диссоциации αэлектролита называется доля его молекул, подвергшихся диссоциации, т. е. отношение числа молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе.

В растворах многоосновных кислот, а также оснований, содержащих несколько гидроксильных групп, устанавливаются ступенчатые равновесия, отвечающие последовательным стадиям диссоциации. Так, диссоциация ортофосфорной кислоты протекает в три ступени

Н₃РО₄⇄Н⁺+Н₂РО (К₁=7,5·10^-3)

Н₂РО⇄Н⁺+НРО (К₂=6,3·10^-8)

НРО ⇄ Н⁺ +РО (К₃=1,3·10^-12)

Каждой, из которых отвечает определенное значение ступенчатой константы диссоциации. Поскольку К₁>>K₂>>K₃, то в наибольшей степени протекает диссоциация по первой ступени, а при переходе к каждой последующей стадии степень диссоциации, как правило, резко уменьшается.
Пример 5. Ступенчатые константы диссоциации сероводорода К₁ и К₂ равны соответственно 6·10^-8 и 1·10^-14. Вычислить концентрацию ионов Н⁺, HS^- u S^2- в 0,1М растворе Н₂S.

Р е ш е н и е. Поскольку диссоциация H₂S протекает преимущественно по первой ступени, то концентрацией, ионов Н⁺, образующихся при диссоциации по второй ступени, можно пренебречь и считать, что [H⁺]≈[HS^-]. Тогда [H⁺]≈[HS^-]≈ моль/л

Значение [S^2-] найдем из выражения для второй константы диссоциации:



Поскольку [H⁺]≈[HS^-], то К₂≈[S^2-] т.е. [S^2-]=1·10^-14моль/л.

Диссоциация электролита приводит к тому, что общее число частиц растворенного вещества (молекул и ионов) в растворе возрастает по сравнению с раствором неэлектролита той же молярной концентрации.
7.3. Обменные реакции в растворах электролитов.

Гидролиз солей
В обменных реакциях, протекающих в растворах электролитов, наряду с недиссоциированными молекулами слабых электролитов, твердыми веществами и газами участвуют также находящиеся в растворе ионы. Поэтому сущность протекающих процессов наиболее полно выражается при записи их в форме ионно-молекулярных уравнений. В таких уравнениях слабые электролиты, малорастворимые соединения и газы записываются в молекулярной форме, а находящиеся в растворе сильные электролиты — в виде составляющих их ионов. Например, уравнения реакций нейтрализации сильных кислот сильными основаниями

НСlО₄ + NaOH = NaClО₄ + Н₂О

2HNО₃ + Ca(OH)₂ = Ca(NО₃)₂ + 2H₂О

выражаются одним и тем же ионно-молекулярным уравнением

Н⁺ + ОН^- == Н ₂О

из которого следует, что сущность этих процессов сводится к образованию из ионов водорода и гидроксид- ионов малодиссоциированного электролита — воды.

Аналогично уравнения реакций

ВаCl₂ + H₂SО₄ = BaSО₄ + 2HC1

Ba(NО₃)₂ + Na₂SО₄ = BaSО₄ + 2NaNО₃

выражают один и тот же процесс образования из ионов Ва²⁺ и SO^2-₄ осадка малорастворимого электролита – сульфата бария:

Ва²⁺+SO^2-₄= BaSО₄

Рассмотренные примеры показывают, что обменные реакции в растворах электролитов протекают в направлении связывания ионов, приводящего к образованию малорастворимых веществ (осадка или газов) или молекул слабых электролитов.

Пример 1. Записать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций между следующими веществами: CH₃COONa и H₂SО₄; Na₂CО₃ и НNО₃; HCN и Са(ОН)₂; Pb(NО₃)₂ и К₂СrО.

Решение. Поскольку СН ₃СООН, HCN и Н₂О — слабые электролиты, а СО₂ и РbCrO₄ — малорастворимые в воде вещества, искомые уравнения будут иметь следующий вид:

СН ₃СОО^- + Н⁺ ⇄ СН ₃СООН

СО^2-₃+2Н⁺ ⇄ C О₂↑ + Н₂O

HCN + ОН^- ⇄ CN^- + Н₂O

РЬ²⁺ + СrO^2-₄ ⇄ РbСrO₄ ↓

В тех случаях, когда малорастворимые вещества (или слабые электролиты) имеются как среди исходных веществ, так и среди продуктов реакции, равновесие смещается в сторону образования наименее растворимых или наименее диссоциированных веществ. Например, при нейтрализации слабой кислоты сильным основанием

СН₃СООН + КОН ⇄ СН ₃СООК + Н₂O

или

СН ₃СООН + ОН^- ⇄ СН₃СОО ^- + Н₂O

в реакции участвуют два слабых электролита — слабая кислота (СН₃СООН) и вода. При этом равновесие оказывается сильно смещенным в сторону образования более слабого электролита — воды, константа диссоциации которой (1,8 ∙ 10^-16) значительно меньше константы диссоциации уксусной кислоты

(1,8 ∙ 10^-5). Однако до конца такая реакция протекать не будет: в растворе останется небольшое количество недиссоциированных молекул СН₃СООН и ионов ОН^-, так что реакция раствора будет не нейтральной (как при нейтрализации сильной кислоты сильным основанием), а слабощелочной.

Аналогично при нейтрализации слабого основания сильной кислотой

Zn(OH)₂ + 2HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + 2H₂O

или

Zn(OH)₂ + 2Н⁺ Zn²⁺ + 2H ₂O

равновесие будет сильно смещено вправо — в сторону образования более слабого электролита (воды), но при достижении равновесия в растворе останется небольшое количество недиссоциированных молекул основания и ионов Н ⁺; реакция раствора будет слабокислой.

Таким образом, реакции нейтрализации, в которых участвуют слабые кислоты или основания, — обратимы, т.е. могут протекать не только в прямом, но и в обpaтном направлении. Это означает, что при растворении в воде соли, в состав которой входит анион слабой кислоты или катион слабого основания, протекает процесс гидролиза— обменного взаимодействия соли с водой, в результате которого образуется слабая кислота или слабое основание.

1) Если соль образована слабой кислотой и сильным основанием, то в результате гидролиза в растворе образуются гидроксид- ионы и он приобретает щелочную реакцию, например:

KCN + H₂О ⇄ HCN + KOH

CN^- +H₂О ⇄ HCN + OH^-

Как видно, в подобных случаях гидролизу подвергается анион соли.

2) При гидролизе соли, образованной сильной кислотой слабым основанием, гидролизу подвергается катион соли; при этом в растворе возрастает концентрация ионов водорода, и он приобретает кислую реакцию, например:

ZnCl₂ + H₂0 ⇄ Zn(OH)Cl + HCl

Zn²⁺ + H₂О ⇄ ZnOH⁺ + H⁺

3) При взаимодействии с водой соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием, гидролизу подвергаются как катион, так и анион соли; например, при гидролизе ацетата свинца

РЬ(СН₃СОО)₂ + Н₂О ⇄ РЬ(ОН)СН₃СОО + СН₃СООН

параллельно протекают два процесса:

РЬ²⁺ + Н₂О ⇄ РЬОН⁺ + Н⁺

СН₃СОО^- +Н₂О ⇄ СН₃СООН + ОН^-

В этом случае реакция раствора зависит от относительной силы кислоты и основания, образующих соль. Если К_кисл ≈ К_осн, то катион и анион гидролизуются в равной степени и реакция раствора будет нейтральной; если К_кисл ≥ К_осн, то катион соли гидролизуется в большей степени, чем анион, так что концентрация ионов Н+ в растворе будет больше концентрации гидроксид- ионов и реакция раствора будет слабокислой; наконец, если К_кисл < К_оснто гидролизу подвергается преимущественно анион соли и реакция раствора будет слабощелочной.

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, не гидролизуются, так как в этом случае обратная гидролизу реакция нейтрализации практически необратима, т. е. протекает до конца.

Также ступенчато протекает гидролиз солей, образованных слабыми основаниями многовалентных металлов. В результате гидролиза по первой ступени образуется основная соль, например:

ZnCl₂+H₂O ⇄ ZnOHCl + HCl,

Z n² + H₂O ⇄ ZnOH⁺ + H ⁺ .

Вторая ступень гидролиза представляет собой взаимодействие с водой образовавшейся основной соли (или, точнее, образовавшегося гидроксокатиона):

ZnOHCl + H₂О ⇄ Zn(OH)₂+HCl,

ZnОН⁺ + Н₂О ⇄Zn(OH)₂ + Н⁺ .

В подобных случаях К_rlзначительно превышает K_r2 и если не связывать образующиеся ионы Н⁺, то гидролиз по второй ступени практически не протекает.

Равновесие гидролиза может быть смещено также изменением температуры. Поскольку обратный гидролизу процесс — реакция нейтрализации — протекает с выделением теплоты, то реакция гидролиза представляет собой эндотермический процесс. Поэтому повышение температуры ведет к усилению гидролиза, а понижение температуры — к его ослаблению.
Контрольные вопросы
7.3.1.При смешивании растворов гидроксида аммония и карбоната натрия образуются карбонат аммония и СО₂. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций.

7.3.2. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергаются гидролизу: K₂S или K₂SO₃. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций.

7.3.3.При смешивании растворов CuSO₄ и K₂CO₃ выпадает синий осадок (CuOH)₂CO₃ и выделяется СО₂. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций.

7.3.4.При смешивании растворов K₂S и CrCl₃ образуются Cr(OH)₃ и H₂S. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций.

7.4. Запишите молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения гидролиза следующих солей и определите реакцию среды

7.4.1. Fe₂(SO₄)₃ 7. 4.9. (NH₄)₂SeO₄

7.4.2. AlCl₃ 7.4.10. CH₃COONa

7.4.3 K₂CO₃ 7.4.11. Na₂SiO₃

7.4.4. Na₂SiO₃ 7.4.12. Al₂(SO₄)₃

7.4.5 NH₄NO₃ 7.4.13. Zn(NO₃)₂

7.4.6 ZnSO₄ 7.4.14. K₃РО₄

7.4.7 Na₂S 7.4.15. BaCO₃

8. 
   K₂SO₃ 7.4.16. FeCl₃
   

8. Произведение растворимости и растворимость

малорастворимых солей и оснований
Для насыщенного раствора электролита К_nА_m, находящегося в равновесии с твердой фазой, будет характерен следующий обратимый процесс:

После достижения равновесия скорость растворения становится равной скорости обратного процесса – кристаллизации. В состоянии равновесия достигается наибольшая при данной температуре концентрация, называемая растворимостью или концентрацией насыщенного раствора. Это равновесие может быть описано с помощью закона действующих масс:

= (8.1)

Учитывая, что активность твердого вещества – постоянная величина, уравнение (8.1) можно переписать в виде:

(8.2)
Где произведение является постоянной величиной, так как оно равно произведения двух постоянных .

Произведение активностей ионов в насыщенном растворе, находящихся в равновесии с осадком – постоянная величина, которая называется произведением растворимости и обозначается ПР.

В достаточно разбавленных растворах взаимодействием между ионами можно пренебречь, и считать, что активности ионов равны их концентрациям:
(8.3)
Например, для ортофосфата кальция произведение растворимости будет равно:



В таблице приведены произведения растворимости некоторых малорастворимых электоролитов.

Выведем уравнение, позволяющее рассчитать растворимость по числовому значению произведения растворимости. Для этого концентрации катиона и аниона в насыщенном растворе выразим через растворимость (s) электролита :

(8.4)

(8.5)

Подставляя выражение (8.4) и (8.5) в уравнение (8.3) получим:
ПР = (ns)ⁿ ∙ (ms)^m = nⁿmⁿs^n+m (8.6)

Отсюда:

(8.7)

Например, для ортофосфата кальция:


Контрольные вопросы
8.1. Растворимость карбоната кальция CaCO₃ при 18 равна 1,310^-4 моль/л. Вычислите произведение растворимости этой соли.

2. 
   Произведение растворимости углекислого кальция равно 1,7 ∙10^-8. Сколько граммов CaCO₃ содержится в 1 л насыщенного раствора?
   

3. 
   Произведение растворимости сульфата серебра Ag₂SO₄ равно 710^-5. Найдите растворимость соли и выразите в молях на литр и в граммах на литр.
   
4. 
   Вычислите произведение растворимости Mg(OH)₂ если в 1 л насыщенного раствора его содержится 6,410^-3 г.
   
5. 
   Вычислите произведение растворимости CaSO₄ , если 1 л насыщенного раствора его содержит 1,5∙10^-2 моля.
   

8. 
   Окислительно – восстановительные реакции
   

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, в результате переноса электронов от одного атома к другому.

Степень окисления – формальный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит только от ионов.

Наиболее электроотрицательные элементы в соединении имеют отрицательные степени окисления, а атомы элементов с меньшей электроотрицательностью − положительные.

Степень окисления − формальное понятие; в ряде случаев степень окисления не совпадает с валентностью.

Например: N₂H₄ (гидразин)

степень окисления азота – -2; валентность азота – 3.
Расчет степени окисления

Для вычисления степени окисления элемента следует учитывать следующие положения:

1.  Степени окисления атомов в простых веществах равны нулю (Na⁰; H₂⁰).

2. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, всегда равна нулю, а в сложном ионе эта сумма равна заряду иона.

3.  Постоянную степень окисления имеют атомы: щелочных металлов (+1), щелочноземельных металлов (+2), водорода (+1) (кроме гидридов NaH, CaH₂ и др., где степень окисления водорода -1), кислорода (-2) (кроме F₂^-1O⁺² и пероксидов, содержащих группу –O–O–, в которой степень окисления

кислорода -1).

4. Для элементов положительная степень окисления не может превышать величину, равную номеру группы периодической системы.

Примеры:

V₂⁺⁵O₅^-2;  Na₂⁺¹B₄⁺³O₇^-2;  K⁺¹Cl⁺⁷O₄^-2;  N^-3H₃⁺¹;  K₂⁺¹H⁺¹P⁺⁵O₄^-2;  Na₂⁺¹Cr₂⁺⁶O₇^-2

 

Реакции с изменением и без изменения степени окисления

Существует два типа химических реакций:

A       Реакции, в которых не изменяется степень окисления элементов:

 

Реакции присоединения: SO₂ + Na₂O Na₂SO₃

Реакции разложения: Cu(OH)₂ CuO + H₂O

Реакции обмена: AgNO₃ + KCl AgCl + KNO₃

NaOH + HNO₃ NaNO₃ + H₂O

B      Реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих соединений:

 

2Mg⁰ + O₂⁰ 2Mg⁺²O^-2

2KCl⁺⁵O₃^-2  –^t 2KCl^-1 + 3O₂⁰

2KI^-1 + Cl₂⁰ 2KCl^-1 + I₂⁰

Mn⁺⁴O₂ + 4HCl^-1 Mn⁺²Cl₂ + Cl₂⁰ + 2H₂O

Такие реакции называются окислительно-восстановительными.