- •Лекция 1 Тема: основные химические понятия и законы. Цель: Ознакомить студентов с оснровными законами и понятиями, лежащими в основе химии.
- •Химия как наука и ее задачи.
- •Важнейшие законы, лежащие в основе химии.
- •Основные понятия химии
- •Закон Авогадро.
- •Уравнение состояния газа. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •Лекция 2
- •2.Образование атомной кристаллической решетки
- •Лекция 3. Тема: Классификация неорганических соединений. Цель: Ознакомить студентов с разнообразием, строением и свойствами неорганических соединений
- •Кислота основание основание кислота
- •Лекция 4
- •Лекция 5
- •Лекция 6
- •2.Энергия активации. Энтропия активации
- •3.Факторы, влияющие на скорость гомо- и гетерогенных химических реакций. Катализ.
- •Лекция 7
- •2.Изменение энтропии в химическом процессе. Энергия Гиббса
- •Лекция 8
- •2. Коллигативные свойства растворов
- •3.Сильные и слабые электролиты
- •4. Растворы электролитов
- •5. Процесс диссоциации
- •6. Константа диссоциации. Смещение ионного равновесия
- •7. Особенности воды как электролита. Ионное произведение воды . РН раствора. Буферные растворы
- •8. Гидролиз солей. Расчёт концентрации ионов водорода в растворах
- •Лекция 9
- •2.Окислители и восстановители
- •1)Окислители
- •2)Восстановители
- •3)Окислительно-восстановительная двойственность
- •3.Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •1.Метод электронного баланса.
- •2.Метод полуреакций, или ионно-электронный метод.
- •Электрохимические процессы
- •2.Направление протекания овр
- •3.Электролиз
- •4.Законы электролиза
- •5.Применение электролиза
- •Лекция 10
- •2.Атомно-молекулярное учение. Основные химические понятия и определения
- •3.Строение атома
- •4. Квантовые числа. Правила заполнения электронных орбиталей
- •Периодический закон и периодическая система элементов д. И. Менделеева.
- •2.Свойства атомов
- •Лекция 11
- •2.Типы химической связи
- •3.Гибридизация атомных орбиталей
- •4.Метод валентных связей
- •Лекция 12
- •Комплексные соединения, их строение и номенклатура. Химическая связь в комплексных соединениях.
- •Устойчивость комплексных ионов. Константа нестойкости. Комплексные химические соединения.
- •Лекция 13
- •2. Водород
- •3. Вода
- •4. Пероксид водорода
- •5. Элементы viiа группы
- •6. Элементы viа группы
- •Общая характеристика элементов vа, ivа групп
- •1. Элементы vа группы.
- •2.Элементы ivа группы.
- •Характеристика металлов
- •1. Строение металлов.
- •2. Физические свойства металлов.
- •3. Химические свойства металлов.
- •Уменьшение химической активности нейтральных атомов
- •Уменьшение способности ионов к присоединению электронов
- •Характеристика элементов второй группы периодической системы
- •Стеарат натрия стеарат кальция
- •Сода осаждает кальций и магний тоже в виде карбонатов:
- •Характеристика элементов третей группы периодической системы
8. Гидролиз солей. Расчёт концентрации ионов водорода в растворах
Гидролиз – обменная реакция вещества с водой. Гидролиз солей – реакция соли с водой, приводящая к образованию слабой кислоты или слабого основания. Схема гидролиза: Км++НОН↔КОН(м-1)++Н+
Ан-+НОН↔НА(н-1)-+ОН-
Гидролиз обусловлен образованием слабой кислоты НА(н-1)- или слабого основания КОН(м-1)+.
Соли, образованные анионом сильной кислоты и катионом слабого основания, гидролизу не подвергаются.
Возможны три варианта гидролиза солей: по катиону, по аниону и по катиону и аниону одновременно.
1. Гидролиз по аниону – ему подвергаются соли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты (К2СО3, Na2S, Na2SО3, CH3COONa и т.д.).
В данном случае при гидролизе – щелочная среда (рН>7).
Пример:
CH3COONa + НОН↔ CH3COOН+ NaOH
CH3COO-+ НОН↔CH3COOН+ОН-
Для многозарядного аниона – протекает ступенчато.
1 ступень Na2SО3+ НОН ↔ NaНSО3+ NaOH
SО32-+ НОН ↔ НSО3-+ ОН-
2 ступень NaНSО3+ НОН ↔ Н2SО3+ NaOH
НSО3-+ НОН ↔ Н2SО3+ ОН-
2. Гидролиз по катиону. Ему подвергаются соли, образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (ZnCl2, Cu(NO3)2 и др.).
Среда при гидролизе кислая (рН<7). Например:(для многоосновных - ступенчато).
1 Ступень Cu(NO3)2+ НОН ↔ CuОНNO3+ НNO3
Cu2++ НОН ↔CuОН++ Н+
2 Ступень CuОНNO3+ НОН ↔Cu(ОН)2+НNO3
CuОН++НОН↔ Cu(ОН)2+Н+ (хотя в данном случае 2-ой ступенью принебрегают).
3. Гидролиз по катиону и аниону – гидролиз солей образованных катионом слабого основания и анеоном слабой кислоты. (CuF2, Al2S3 и т.д.)
CuF2+НОН↔CuОНF+НF
Cu2++НОН↔CuОН++Н+
CuОНF+ НОН ↔ Cu(ОН)2+ НF
CuОН++ НОН ↔ Cu(ОН)2+ Н+
В данном случае гидролиз протекает довольно интенсивно. Образующиеся при гидролизе ОН- и Н+ связываются в молекулу НОН, что усиливает гидролиз и по катиону и по аниону. Реакция среды зависит от соотношения констант диссоциации образующихся кислоты и основания. В данном случае КНF >КCuОН+, рН <7.
Если кислота и основание не только слабые электролиты, но и малорастворимые или неустойчивые вещества, то гидролиз в ряде случаев идет до конца и протекает практически необратимо:
Al2S3+6H2O→2Al(OH)3↓+3H2S↑ (Необратимо гидролизующиеся соли невозможно получить в результате реакции обмена в водном растворе).
Количественные характеристики гидролиза: это степень гидролиза (h) и константа гидролиза (Kг).
h=Сг/Со, где Сг – концентрация гидролизованой части соли, Со – общая концентрация соли в растворе.
В общем виде гидролиз по аниону: An-+ НОН↔HAn+ ОН- Kг=CHAn∙CОН-/Cсоли
Гидролиз по катиону: Kat++ НОН↔ KatОН+ Н+, Kг=CKatOH∙CН+/Cсоли
Для гидролиза и по катиону и по аниону Kг= CKatOH∙CHAn / CН+∙ CОН-
Каждая ступень многозарядных ионов – имеет свою константу гидролиза.
Kг=с∙h2 или же h=
Литература:
Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия / Н.С.Ахметов. – 3-е изд. – М.: Высшая школа, 2000. – 743с.
Карапетьянц М.Х. Общая и неорганическая химия / М.Х. Карапетьянц, С.И.Дракин. – М.: Высшая школа, 2002.
Коровин Н.В. Общая химия / Н.В.Коровин. – М.: Высшая школа, 2006. – 557 с.
Кузьменко Н.Е. Краткий курс химии / Н.Е. Кузьменко, В.В Еремин, В.А. Попков. – М.: Высшая школа , 2002. – 415 с.