- •Методичні розробки
- •Частина 1
- •Ужгород – 2002
- •Передмова
- •Техніка експерименту в хімічній лабораторії
- •Загальні правила роботи в хімічній лабораторії
- •Предмет
- •Атомно-молекулярна теорія
- •Основні
- •Поняття
- •Прості та складні речовини
- •Хімічна символіка
- •Фізичні величини
- •Закон збереження маси
- •Закон еквівалентів
- •Закон сталості складу речовини
- •Закон кратних відношень
- •Газові закони
- •Закон Авогадро
- •Рівняння Менделєєва-Клапейрона
- •Хімічна термодинаміка
- •Термодинамічна система
- •Внутрішня енергія системи
- •Перший закон термодинаміки
- •Ентальпія системи
- •Тепловий ефект реакції
- •Закони термохімії
- •Термохімічні рівняння реакцій
- •Стандартний стан речовини
- •Термохімічні розрахунки
- •Поняття про ентропію
- •Другий закон термодинаміки
- •Хімічна кінетика
- •Поняття про швидкість хімічної реакції
- •Швидкість гомогенних реакцій
- •Швидкість гетерогенних реакцій
- •Залежність швидкості хімічної реакції від температури
- •Енергія активації хімічної реакції
- •Фотохімічні реакції
- •Ланцюгові реакції
- •З розгалуженими ланцюгами
- •Оборотні та необоротні реакції
- •Хімічна рівновага
- •Зміщення хімічної рівноваги
- •Фазові рівноваги
- •Каталіз
- •Розчини
- •Дисперсні системи
- •Розчини
- •Теорії розчинів
- •Розчинність речовин
- •Розчини
- •Розчини
- •Розчини твердих речовин
- •Способи вираження концентрації розчинів
- •Розчини неелетролітів
- •Тиск пари розчинів
- •Температура кипіння і температура замерзання розчинів
- •Розчини електролітів
- •Теорія електролітичної дисоціації
- •Ступінь електролітичної дисоціації
- •Ізотонічний коефіцієнт
- •Константа електролітичної дисоціації
- •Закон розведення
- •Властивості розчинів сильних електролітів
- •Добуток розчинності
- •Іонний добуток води
- •Водневий показник
- •Буферні розчини
- •Індикатори
- •Реакції у розчинах електролітів
- •Гідроліз солей
- •Ступінь гідролізу солі
- •Колоїдні розчини
- •Будова колоїдних часток
- •Окисно-відновні процеси електрохімічні процеси корозія
- •Ступінь окиснення елементу
- •Поняття про окисно-відновні реакції
- •Окисно-відновні властивості речовин
- •Класифікація окисно-відновних реакцій
- •Методи складання рівнянь окисно-відновних реакцій
- •У кислому середовищі:
- •У нейтральному середовищі:
- •В лужному середовищі:
- •Окисно–відновний потенціал
- •Еквівалент окисника і відновника
- •Електродний потенціал
- •Електричного шару
- •Гальванічний елемент
- •Стандартний електродний потенціал
- •Водневий електрод
- •Ряд стандартних електродних потенціалів металів
- •Електроди першого роду
- •Електроди другого роду
- •Окисно-відновні електроди
- •Іонселективні електроди
- •Електроліз
- •Корозія
- •Електрохімічна корозія
- •Захист металів від корозії
- •Загальні властивості полімерів
- •Полімери як високомолекулярні речовини
- •Структура полімерів
- •Реакція полімеризації
- •Механізми полімеризації
- •Властивості полімерів
- •Каучуки
- •Структура каучуків
- •Синтетичні каучуки
- •Вулканізація каучуків
- •Реакція поліконденсації
- •Пластмаси
- •Література для самостійної роботи студентів
Реакції у розчинах електролітів
Ba(NO3)2+K2SO4 = BaSO4+2KNO3 (молекулярне рівняння реакції)
Ba2++2NO3–+2K++SO42– = BaSO4+2K++NO3– (іонне рівняння реакції)
Ba2++SO42– = BaSO4 (скорочене іонне рівняння реакції)
Взаємодія між розчинами K2S та НСl відбувається тому, що утворюється газоподібна речовина H2S:
K2S+2НСl = 2KСl+H2S (молекулярне рівняння реакції)
2K++S2–+2Н++2Сl– = 2K++2Сl–+H2S (іонне рівняння реакції)
S2–+2Н+ = H2S (скорочене іонне рівняння реакції)
Гідроліз солей
Типові випадку гідролізу солей:
1. Водний розчин солі, утвореної слабкою основою і сильною кислотою внаслідок гідролізу має кисле середовище (рН7):
Так, сіль NH4Cl у воді дисоціює: NH4Cl NH4++Cl–; утворені іони NH4+ взаємодіють з молекулами води: NH4++HOH NH4OH+H+ (NH4Cl+H2O NH4OH+HCl), утворюючи слабкий електроліт NH4OH, тим самим вивільняють катіони Н+, що зумовлює кислу реакцію водного розчину NH4Cl.
Гідроліз AlCl3: AlCl3 Al3++3Cl–
Al3++HOH AlOH2++H+ (AlCl3+H2O AlOHCl2+HCl) (І ступінь
AlOH2++HOH Al(OH)2++Н+ (AlOHCl2+HOH Al(OH)2Cl+НCl) (ІІ ступінь)
Al(OH)2++HOH Al(OH)3+Н+ (Al(OH)2Cl+HOH Al(OH)3+НCl) (ІІІ ступінь)
Процес гідролізу оборотний і додавання кислоти змістить рівновагу у бік негідролізованих молекул солі, тобто гідроліз послабиться.
2. Водний розчин солі, утвореної слабкою кислотою і сильною основою внаслідок гідролізу має лужне середовище (рН7).
Так, сіль KCN у воді дисоціює: KCN K++CN–, утворені іони CN– взаємодіють з молекулами води: CN–+HOH HCN+OH– (KCN+HOH HCN+KOH), утворюючи слабкий електроліт HCN, тим самим вивільнюють аніони ОН– , що зумовлює лужну реакцію водного розчину KCN.
Гідроліз К2СО3 : К2СО3 2K++СО32–
СО32–+НОН НСО3–+ОН– (К2СО3 + НОН КНСО3 + КОН) (І ступінь)
НСО3–+НОН Н2СО3+ОН– (КНСО3+НОН Н2СО3+КОН) (ІІ ступінь)
3. Сіль, утворена слабкою основою і слабкою кислотою гідролізується досить повно, оскільки внаслідок гідролізу утворюються дві малодисоційовані або малорозчинні речовини. Багато солей такого типу гідролізують незворотньо. Розчини таких солей внаслідок гідролізу можуть мати рН=7; рН7; рН7 в залежності від константи дисоціації більш сильного електроліту (кислоти або основи)
Так, для розчину CH3COONH4 маємо: CH3COONH4 CH3COO–+NH4+
CH3COO–+NH4++НОН CH3COOH+NH4ОН
рН водного розчину цієї цієї солі 7, оскільки Кдис.(CH3COOH) = 1,7410–5, a Кдис.(NH4ОН) = 1,7610–5, тобто практично рівні.
Прикладом повного гідролізу є гідроліз Al2S3:
Al2S3+НОН Al(OH)3+3H2S (2AlCl3+3Na2CO3+3H2O 2Al(OH)3+6NaCl+3CO2).