Гидролиз солей - это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита.

Гидролиз не возможен

Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr, NaCl, NaNO₃), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется.

рН таких растворов = 7. Реакция среды остается нейтральной.

Гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион)

В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl₂, NH₄Cl, Al₂ (SO₄) ₃, MgSO₄) гидролизу подвергается катион:

FeCl₂ + HOH - Fe (OH) Cl + HCl

Fe²⁺ + 2Cl ^- + H⁺ + OH ^- - FeOH⁺ + 2Cl ^- + Н⁺

В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H⁺ и другие ионы. рН раствора < 7 (раствор приобретает кислую реакцию).

Гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион)

Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K₂SiO₃, Na₂CO₃, CH₃COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид-ион ОН ^- и другие ионы.

K₂SiO₃ + НОH - KHSiO₃ + KОН

2K⁺ +SiO₃^{2 -} + Н⁺ + ОH ^- - НSiO₃ ^- + 2K⁺ + ОН^-

рН таких растворов > 7 (раствор приобретает щелочную реакцию).

Совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион и анион)

Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой (СН₃СООNН₄, (NН₄) ₂СО₃, Al₂S₃), гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуются малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Мерой силы кислоты и основания является константа диссоциации соответствующего реактива.

Реакция среды этих растворов может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной:

Аl₂S₃ + 6HOH >2Аl (ОН) ₃ + 3Н₂S

2Al³⁺ + 3S^{2 -} + 6H⁺ + 6OH ^- >2Аl (ОН) ₃ + 6Н⁺ + S^2-

рН =7

Степень гидролиза соли зависит:

1) от природы соли;

2) от концентрации соли (с ростом Ссоли h уменьшается);

3) от температуры (с ростом температуры h увеличивается).

Задача: Рассчитать степень гидролиза в растворе ацетата аммония с Cx=0,1 моль/л (Кдис. CH?COOH = 1.8•10Ї?, Кдис. NH?OH = 1,8•10Ї?)

СH3COONH4 + HOH - CH3COOH + NH4OH

Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой:

Кг = Кв/КкЧКосн

Кг = 10^-14 /1.8Ч10^-5 Ч 1.8Ч10^-5 = 3Ч10^-5

Соль образована слабой кислотой и слабым основанием (степень гидролиза соли не зависит от ее концентрации):

h = v3Ч10^-5 = 0.55 Ч10^-2

Какие Вы знаете буферные растворы? Напишите формулы. Какие из них поддерживают постоянство pH в кислой среде?

Буферные растворы - растворы с определённой устойчивой концентрацией водородных ионов; смесь слабой кислоты и её соли (напр., СН3СООН и CH3COONa) или слабого основания и его соли (напр., NH3 и NH4CI). Величина рН буферного раствора мало изменяется при добавлении небольших количеств свободной сильной кислоты или щелочи, при разбавлении или концентрировании. Буферные растворы широко используют в различных химических исследованиях.

Классификация кислотно-основных буферных систем.

Буферные системы могут быть следующих типов:

Слабая кислота и ее анион А ^- /НА:

ацетатная буферная система СН3СОО^-/СН₃СООН в растворе СН3СООNa и СН3СООН, область действия рН 3, 8 - 5, 8.

Водород-карбонатная система НСО3^-/Н₂СО₃ в растворе NaНСО₃ и Н₂СО₃, область её действия - рН 5, 4 - 7, 4.

Слабое основание и его катион В/ВН⁺:

аммиачная буферная система NH₃/NH4⁺ в растворе NH₃ и NH₄Cl,

область ее действия - рН 8, 2 - 10, 2.

Анионы кислой и средней соли или двух кислых солей:

карбонатная буферная система СО₃^{2 -} /НСО3 ^- в растворе Na₂CO₃ и NaHCO₃, область ее действия рН 9, 3 - 11, 3.

фосфатная буферная система НРО₄^2-/Н2РО₄ ^- в растворе Nа₂НРО₄ и NаН₂РО₄, область ее действия рН 6, 2 - 8, 2.

Кислотность буферных растворов почти не изменяется при их разбавлении или при добавлении к ним некоторых количеств кислот или оснований.

Примером буферной системы служит смесь растворов уксусной кислоты CH3COOH и её натриевой соли CH3COONa. Эта соль как сильный электролит диссоциирует практически нацело, т.е. даёт много ионов CH3COO-. При добавлении к буферной системе сильной кислоты, дающей много ионов Н+, эти ионы связываются ионами CH3COO - и образуют слабую (то есть мало диссоциирующую) уксусную кислоту:

Наоборот, при подщелачивании буферной системы, то есть при добавлении сильного основания (например, NaOH), ионы OH - связываются Н+-ионами, имеющимися в Б. с. благодаря диссоциации уксусной кислоты; при этом образуется очень слабый электролит - вода:

По мере расходования Н+-ионов на связывание ионов OH-диссоциируют всё новые и новые молекулы CH3COOH, так что равновесие смещается влево. В результате, как в случае добавления Н+-ионов, так и в случае добавления ОН--ионов, эти ионы связываются и потому кислотность раствора практически не меняется.

Кислотность растворов принято выражать так называемым водородным показателем pH (для нейтральных растворов pH=7, для кислых - pH меньше, а для щелочных - больше 7).

Приливание к 1 л чистой воды 100 мл 0,01 молярного раствора HCl (0,01 М) изменяет pH от 7 до 3. Приливание того же раствора к 1 л буферной системы CH3COOH + CH3COONa (0,1 М) изменит pH от 4,7 до 4,65, то есть всего на 0,05.

В присутствии 100 мл 0,01 М раствора NaOH в чистой воде pH изменится от 7 до 11, а в указанной буферной системе лишь от 4,7 до 4,8. Кроме рассмотренного, имеются многочисленные другие буферные системы. Кислотность (и, следовательно, pH) Б. с. зависит от природы компонентов, их концентрации, а для некоторых буферных систем и от температуры.

Задача: На сколько понизится или повысится pH карбонатной смеси, состоящей из растворов H?CO? (0,01 моль/л) и NaHCO? (0,1 моль/л) при увеличении концентрации H?CO? в 10 раз? K

Решение:

Рассчитаем начальное значение рН

рН₁ = 6,35 + lg (0.1/0.01) = 7.35

Рассчитаем рН при увеличении концентрации H?CO? в 10 раз

рН2=6,35 + lg (0.1/0.1) = 6.35

7.35 - 6.35 = 1

Ответ: При увеличении концентрации H?CO? в 10 раз pH данного раствора увеличится на 1

Дайте определение понятию «степень окисления». Определите степень окисления азота в следующих соединениях: KNO?, KNO?, NH?, N?O?, (NH?) ?S, N?O?

Степень окисления (окислительное число, формальный заряд) - вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций, численная величина электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов.

KNO? +5

KNO? +3

NH? - 3

N?O?+3

(NH?) ?S - 3

N?O? +5

Задача: Рассчитайте массу 12% -ного раствора дихромата калия, необходимого для окисления 6,72 л (н. у.) оксида серы (IV) в присутствии серной кислоты. Вычислите молярную массу эквивалента окислителя.

Решение:

K₂Cr₂O₇ + SO₂+H₂S0₄ > Cr₂ (SO₄) ₃ + K₂SO₄ + H₂O

Cr₂O₇^{2 -} + 14H⁺ + 6e>2Cr³⁺ + 7H₂O6| Ч1 - окислитель, восстановление

SO₂ + 2H₂O - 2e >SO₄^{2 -} + 4H⁺ 2| Ч3 - восстановитель, окисление

Cr₂O₇^{2 -} + 14H⁺ + 3SO₂ + 6H₂O >3SO₄^{2 -} + 12H⁺+2Cr³⁺ + 7H₂O

K₂Cr₂O₇ + 3SO₂+H₂S0₄ > Cr₂ (SO₄) ₃ + K₂SO₄ + H₂O

Найдем количество оксида серы (IV)

v=6.72/22.4Ч3 = 0.1 моль

Количество вещества v (K₂Cr₂O₇) тоже равно 0.1 моль

Рассчитаем массу m (K₂Cr₂O₇)

Mr (K₂Cr₂O₇) = 294 г/моль

m (K₂Cr₂O₇) = 0,1 Ч 294 = 29,4 г

Масса раствора K₂Cr₂O₇:

m (p-pa) = m (K₂Cr₂O₇) Ч100%/w

m (p-pa) = 29.4 Ч 100% / 12 % = 245 г

Молярная масса эквивалента окислителя (хром):

52/6 = 8,66

Какие принципы положены в основу всех современных теорий химической связи? Что такое ионная связь? Какими свойствами она обладает? Приведите примеры соединений с ионной связью.

По определению Лайнуса Полинга - между двумя атомами или группами атомов имеется химическая связь в том случае, если силы, действующие между ними, приводят к образованию агрегата, достаточно стабильного, чтобы химик мог рассматривать его как независимое молекулярное образование.

В современных химических исследованиях благодаря распространению мощных ЭВМ широко применяются неэмпирические квантовые расчеты, в которых из экспериментальных данных используются только заряды ядер атомов. В неэмпирической квантовой химии практически исчезло упоминание о типе гибридизации или порядках связей.

Не используются и условные классификации (ионная, ковалентная, донорно-акцепторная, металлическая связь).

Ионная связь - прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью (>1,7 по шкале Полинга) электроотрицательностью, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью.

Это притяжение ионов как разноименно заряженных тел. Примером может служить соединение CsF, в котором «степень ионности» составляет 97 %.

Рассмотрим способ образования на примере хлорида натрия NaCl. Электронную конфигурацию атомов натрия и хлора можно представить:

11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1;

17 Cl 1s2 2s2 2p6 Зs2 3р5

Атомы с незавершенными энергетическими уровнями.

Очевидно, для их завершения атому натрия легче отдать один электрон, чем присоединить семь, а атому хлора легче присоединить один электрон, чем отдать семь.

При химическом взаимодействии атом натрия полностью отдает один электрон, а атом хлора принимает его.

Схематично это можно записать так:

Na. - l е - > Na+ ион натрия, устойчивая восьмиэлектронная 1s2 2s2 2p6 оболочка за счет второго энергетического уровня.:

Cl + 1е - ->. Cl - ион хлора, устойчивая восьмиэлектронная оболочка.

Между ионами Na+ и Cl - возникают силы электростатического притяжения, в результате чего образуется соединение. Ионная связь - крайний случай поляризации ковалентной полярной связи. Образуется между типичными металлом и неметаллом. При этом электроны у металла полностью переходят к неметаллу. Образуются ионы.

Составьте сравнительную характеристику элементов с порядковыми номерами 17 и 25 на основании положения в ПЭС. Объясните причины сходства и различия в свойствах этих элементов.

17 - хлор расположен в VII группе главной подгруппы 3 периода периодической системы.

У хлора на внешнем энергетическом уровне 7 электронов, следовательно, до завершения уровня он может принят один электрон, при этом превращаясь в анион Cl^-

У марганца на внешнем энергетическом уровне также 7 электронов.

хлор и марганец

У атома хлора энергетический электронный уровень с n = 3 состоит из трех подуровней: s, p и d. Один неспаренный электрон невозбужденного атома хлора располагается на 3p-подуровне, и в таком состоянии хлор, как и фтор, одновалентен (хлороводород НСl, хлорид натрия NaCl, хлорид-ион Cl^-, оксид хлора Cl₂О, хлорноватистая кислота HСlO, соли-гипохлориты, гипохлорит-ион).

Электроны с 3s - и 3p-подуровней атома хлора могут при достаточной энергии возбуждения переходить, распариваясь, на 3d-подуровень.

В результате последовательно образуется: три неспаренных электрона и соответственно проявляется трехвалентное состояние (хлористая кислота НСlO₂, соли-хлориты, хлорит-ион), пять неспаренных электронов и проявляется пятивалентное состояние (хлорноватая кислота НСlO₃, соли-хлораты, хлорат-ион), семь неспаренных электронов и проявляется семивалентное состояние хлора (оксид хлора Cl₂O₇, хлорная кислота НСlO₄, соли-перхлораты, перхлорат-ион).

Кислородные кислоты хлора - хороший пример изменения кислотных и окислительных свойств в зависимости от валентного состояния элемента. В ряду кислот HСlO - НСlO₂ - НСlO₃ - НСlO₄ четко видно усиление кислотных свойств (хлорная кислота НСlO₄ - самая сильная неорганическая кислота), ослабление окислительной активности (кинетика) в разбавленных водных растворах и усиление окислительных свойств (термодинамика) в концентрированных водных растворах.

Почему марганец и хлор находятся в одной группе периодической таблицы элементов Д.И. Менделеева?

Эти элементы расположены в разных подгруппах: хлор - в главной, марганец - в побочной.

Марганец находится в 4-м периоде, и в атоме его четыре главных энергетических уровня. Два спаренных электрона находятся на 4s-подуровне и пять неспаренных - на 3d-подуровне. У марганца несколько валентностей, но наиболее часто имеют дело с соединениями, в которых он двух - и семивалентен. Эти валентности проявляются при распаривании 4s-электронов. К соединениям двухвалентного марганца относятся MnO, MnCl₂, MnSO₄, семивалентного - перманганат калия KMnO₄ и перманганат-ион .

Дайте определение понятию «константа нестойкости комплексного иона».

Прочность комплексного иона характеризуется его константой диссоциации, называемой константой нестойкости. Для записи константы нестойкости К уравнение диссоциации составляется обычным способом (без участия молекул воды):

Напишите выражения для констант нестойкости следующих комплексных ионов: [Ag (CN) ?] Ї; [Ag (NH?) ?] +; [Ag (SCN) ?] Ї. Зная, что они соответственно равны 1,0•10ЇІ№, 6,8•10Ї?, 2,0•10Ї№№, укажите, в каком растворе, содержащем эти ионы (при равной молярной концентрации), больше ионов Ag+.

[Ag (CN) ?] Ї - Ag ⁺ + 2CN^-

Кн = [Ag ⁺] [CN^-] ²/ [Ag (CN) ?] Ї = 1,0•10ЇІ№

[Ag (NH?) ?] + - Ag ⁺ + 2NН3⁰ = 6,8•10Ї?,

Кн = [Ag ⁺] [NН3] ²/ [Ag (NH?) ?] + =

[Ag (SCN) ?] Ї - Ag ⁺ + 2SCN^-

Кн = [Ag ⁺] [SCN^-] ²/ [Ag (SCN) ?] Ї = 2,0•10Ї№№

Отсюда видно, что чем больше константа нестойкости, тем больше ионов серебра в растворе - [Ag (NH?) ?] +

Напишите формулы комплексных соединений, содержащих эти комплексные ионы, назовите эти соединения.

[Ag (NH?) ?] Сl - хлорид диамминсеребра (1);

К [Ag (CN) ?] - калий дицианоаргентат

Na [Ag (SCN) ?] - дироданоаргентат натрия

Дайте краткую сравнительную характеристику металлов главной подгруппы II группы периодической системы. Как изменяются атомный радиус, энергия ионизации и сродства к электрону при увеличении порядкового номера элемента?

Главную подгруппу II группы Периодической системы элементов составляют бериллий Be, магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra.

Атомы этих элементов имеют на внешнем электронном уровне два s-электрона: ns2.

В хим. реакциях атомы элементов подгруппы легко отдают оба электрона внешнего энергетического уровня и образуют соединения, в которых степень окисления элемента равна +2.

Все элементы этой подгруппы относятся к металлам. Кальций, стронций, барий и радий называются щелочноземельными металлами.

В свободном состоянии эти металлы в природе не встречаются. К числу наиболее распространенных элементов относятся кальций и магний. Основными кальцийсодержащими минералами являются кальцит CaCO3 (его разновидности - известняк, мел, мрамор), ангидрит CaSO4, гипс CaSO4 2H2O, флюорит CaF2 и фторапатит Ca5 (PO4) 3F. Магний входит в состав минералов магнезита MgCO3, доломита MgCO3 CaCo3, карналлита KCl MgCl2 6H2O. Соединения магния в больших количествах содержатся в морской воде.

Свойства. Бериллий, магний, кальций, барий и радий - металлы серебристо-белого цвета. Стронций имеет золотистый цвет. Эти металлы легкие, особенно низкие плотности имеют кальций, магний, бериллий.

Радий является радиоактивным химическим элементом.

Бериллий, магний и особенно щелочноземельные элементы - химически активные металлы. Они являются сильными восстановителями. Из металлов этой подгруппы несколько менее активен бериллий, что обусловлено образованием на поверхности этого металла защитной оксидной пленки.

Важнейшие характеристики атомов: размеры, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность.

Атомные радиусы - орбитальные радиусы атомов изменяются периодически. В группах с ростом заряда ядер ОР атомов увеличиваются. В главных подгруппах такое увеличение происходит в большей степени. Радиус бериллия меньше радиуса радия. С увеличением порядкового номера радиус атома увеличивается

Энергия ионизации - минимальная Е, которую требуется затратить на то, чтобы удалить данный е с атомной орбитали невозбужденного атома на большее расстояние от ядра без сообщения ему кинетической энергии. По сути энергия ионизации характеризует металлические свойства. Во II подгруппе металлические свойства от бериллия к радию уменьшаются, следовательно, энергия ионизации уменьшается.

Сродство к электрону атома - энергия, которая выделяется (или затрачивается) при присоединении в нейтральному атому е с образованием отрицательного иона. В подгруппах сверху вниз уменьшается, но не всегда монотонно.

Как получаются соли аммония и каковы их свойства?

Соли аммония - соли, содержащие положительно заряженный ион аммония по строению, цвету и другим свойствам они похожи на соответствующие соли калия. Все соли аммония растворимы в воде, полностью диссоциируют в водном растворе. Соли аммония проявляют общие свойства солей. При действии щелочи выделяется газообразный аммиак. Все соли аммония при нагревании разлагаются. Получают их при взаимодействии H с кислотами. NH3 или NH4O

Получение:

1) реакцией соединения -

2) реакцией обмена (нейтрализации)

NH4OH + HCl = NH4Cl + H2O + Q

Химические свойства солей аммония:

NH4Cl NH3 + HCl NH4 Cl + Na OH = NH3+ NaCl + H2O

Задача: Сколько граммов бертолетовой соли можно получить из 11,2 л хлора (н. у.)?

Решение:

6KOH + 3Cl₂ = KClO₃ + 5KCl + 3H₂O

Молярная масса KClO_3:

Mr (KClO₃) = 122.5 г/ моль

Найдем количество хлора:

v=11.2 /3Ч22.4 = 0.17 моль, m (KClO₃) = 0.17 Ч 122.5 = 20.42 г

Ответ: 20,42 г

Переходные элементы. Электронная конфигурация. Валентные возможности.

Переходные элементы, переходные металлы, химические элементы Iб - VIIIб подгрупп периодической системы Д.И. Менделеева.

Особенность строения атомов переходных элементов заключается в незавершённости их внутренних электронных оболочек; соответственно различают d-элементы, у которых происходит заполнение 3d-, 4d-, 5d - и 6d-подоболочек, и f-элементы, у которых заполняется 4f-подоболочка (лантаноиды) и 5f-подоболочка (актиноиды). Такое строение электронных оболочек определяет некоторые специфические свойства переходных элементов (способность к комплексообразованию, ферромагнетизм и др.). Общее число переходных элементов составляет 61.

Все переходные элементы характеризуют:

Небольшие значения электроотрицательности.

Переменные степени окисления. Почти для всех d-элементов, в атомах которых на внешнем ns-подуровне находятся 2 валентных электрона, известна степень окисления +2.

Начиная с d-элементов III группы Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева, элементы в низшей степени окисления образуют соединения, которые проявляют основные свойства, в высшей - кислотные, в промежуточной - амфотерные. Например:

Формула соединения |Характер соединения

Mn (OH) ₂|основание средней силы

Mn (OH) ₃|Слабое основание

Mn (OH) ₄|амфотерный гидроксид

H₂MnO₄|Сильная кислота

HMnO₄|Очень сильная кислота

Для всех переходных элементов характерно образование комплексных соединений.

К какому классу соединений относятся вещества, полученные при действии избытка едкого натра на растворы хлоридов цинка, кадмия, ртути? Составьте молекулярные и ионные уравнения соответствующих реакций.

ZnCl2 + 4NaOH (изб.) > Na2 [Zn (OH) 4] + 2NaCl Zn2+ + 2Cl - + 4Na+ + 4OH - > 2Na+ + [Zn (OH) 4] 2 - + 2Na+ + 2Cl- Zn2+ + 4OH - > [Zn (OH) 4] 2 - комплекс тетрагидроксоцинкат натрия CdCl2 + 2NaOH (изб.) > Cd (OH) 2v + 2NaCl Cd2+ + 2Cl - + 2Na+ + 2OH - > Cd (OH) 2v + 2Na+ + 2Cl- Cd2+ + 2OH - > Cd (OH) 2v - гидроксид кадмия

Далее очень медленно будет растворяться осадок:

Cd (OH) 2 + 2NaOH (изб.) > Na2 [Cd (OH) 4] v Cd (OH) 2 + 2Na+ + 2OH - > Na2 [Cd (OH) 4] v - тетрагидроксокадмиат натрий HgCl2 + 2NaOH > HgO + 2NaCl + H2O Hg2+ + 2Cl - + 2Na+ + 2OH - > HgO + 2Na+ + 2Cl - + H2O Hg2+ + 2OH - > HgO + H2O оксид ртути

Размещено на Allbest.ru