- •Ионно-обменные реакции между ионами в растворах электролитов
- •Примеры реакций, идущих необратимо
- •1. Образование осадка
- •2. Образование газообразного вещества
- •3. Образование слабого электролита
- •Амфотерные гидроксиды
- •Произведение растворимости
- •Примеры решения типовых задач
- •Гидролиз
- •Окислительно-восстановительные реакции
- •Важнейшие окислители и восстановители
- •Составление окислительно-восстановительных реакций
- •Влияние реакции среды на направление окислительно-восстановительных реакций
- •Определение эквивалентной массы в окислительно-восстановительных реакциях
- •Пример решения типовой задачи
- •Электролиз
- •Типовые примеры электролиза веществ
- •Закон электролиза
- •Примеры решения типовых задач
- •Содержание дисциплины «Общая химия»
- •Библиографический список
- •Теоретические вопросы, упражнения, задачи для подготовки к контрольной работе. Индивидуальные домашние задания
- •I.Теоретические вопросы
- •II.Упражнения
- •III. Задачи
- •Типовой билет проверочной контрольной работы
- •«Ионно-обменные реакции. Гидролиз солей»
- •«Ионно-обменные реакции. Гидролиз солей»
- •Теоретические вопросы, упражнения, задачи для подготовки к контрольной работе. Индивидуальные домашние задания
- •I.Теоретические вопросы
- •II.Упражнения
- •III. Задачи
- •Типовой билет проверочной контрольной работы
- •Библиографический список
- •«Ионно-обменные реакции. Гидролиз солей»
Библиографический список
Коровин Н.В. Курс общей химии. – М.: Высшая школа, 1990. С. 168-172; 185-216.
Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.: Химия, 1988. С. 245-265.
Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. - Л.: Химия, 1985, с. 141-148, 151-164, 168-176, 179-187.
Азотная кислота, являясь окислителем, в зависимости от концентрации и активности металла восстанавливается до различных соединений с разной степенью окисления. Чем разбавленнее кислота и чем более активен восстановитель, тем глубже протекает восстановление азота. Так концентрированная азотная кислота восстанавливается малоактивными металлами до O2:
Си + 2HNO3(конц.)+ 2HNO3= Cu(NO3) + 2NO2+ 2H2O
- 2ē =1
+ 1ē =2.
При окислении соляной кислоты диоксидом марганца соляная кислота играет роль восстановителя и среды:
2HCl + MnO2+ 2HCl(среда) = Cl2+ MnCl2+ 2H2O,
– 1ē =2
+ 2ē =1.
В этом уравнении две молекулы HCl являются востановителем, а другие две играют роль среды для связывания иона Mn2+.
Если реакция протекает в щелочной среде, то ее роль сводится к связыванию образовавшихся анионов:
2KO2+32+ 8KOH = 2K2O4+ 6K+ 4H2O,
– 3 ē = 2
2+ 2 ē = 23.
Как видно из уравнения, для связывания анионов СrO42- и Br—необходимо десять катионов К+. Два катиона калия получаются из двух молекул KCrO2, а недостающие 8 - из восьми молекул КОН. Атомы водорода, содержащиеся в щелочи, образуют воду.
Какие из приведенных солей подвергаются гидролизу: K2S,KCl,CuCl2? Напишите для них уравнения реакций гидролиза по первой ступени в ионно-молекулярной и краткой ионной форме.
Составьте электронный баланс и на его основе расставьте коэффициенты в следующих уравнениях реакций: Fe(OH)2+ O2+ H2O → Fe(OH)3 NaNO2+K2Cr2O7+H2SO4→NaNO3+KNO3+ +Cr2(SO4)3+H2O.
Составьте схему электролиза: а) раствора хлорида калия; б) расплава гидроксида калия с инертными электродами.
Задача. Сколько мл 0,5 н раствора дихромата калия потребуется для полного окисления в кислой среде 14,9 г иодида калия до иода? Реакция протекает по уравнению: KJO3+K2Cr2 O7+HCl→J2+CrCl3+KCl+H2O.
Таблица индивидуальных домашних заданий по темам:
«Ионно-обменные реакции. Гидролиз солей»
Вариант |
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
6 |
7 |
8 |
9 |
10 |
11 |
12 |
13 |
14 |
15 |
Упраж-нения |
17 24 31 |
18 25 32 |
19 26 33 |
20 27 34 |
21 28 35 |
22 29 36 |
23 30 37 |
17 24 31 |
18 26 32 |
19 26 33 |
20 27 34 |
21 28 35 |
22 29 36 |
23 30 37 |
18 24 33 |
Задачи |
58 |
59 |
60 |
61 |
62 |
63 |
58 |
59 |
60 |
61 |
62 |
63 |
58 |
60 |
61 |