- •Глава 1. Основні поняття та закони хімії
- •1.1. Основні поняття хімії
- •1.2. Фундаментальні та стехіометричні закони хімії
- •1.2.1. Закон збереження маси речовини
- •1.2.2. Закон сталості складу речовин
- •1.2.3. Закон кратних відношень
- •1.2.4. Закон еквівалентів.
- •1.3. Закони газового стану
- •1.3.1. Закон об’ємних відношень гей-люсака
- •1.3.2. Закон авогадро
- •1.3.3. Закон бойля – маріотта
- •Контрольні завдання
- •Б) Із закону Авогадро випливає, що об’єм 0,025 моль h2s за нормальних умов
- •В) Відомо, що 1 моль будь-якої речовини містить 6,02 · 1023 молекул. Молярний об’єм газу за нормальних умов складає 22,4 л. Тому справедливо
- •Приклад 3. Який об’єм за нормальних умов займуть 4 10-4 м3 газу, що знаходиться при 50оС й тиску 9,54 104 Па?
- •Приклад 4. При згорянні 5 г металу утворилося 9,44 г оксиду металу. Визначити еквівалентну масу металу.
- •Приклад 5. Деяка кількість металу, еквівалентна маса якого дорівнює 28 г/моль, витісняє з кислоти 1,4 л водню, виміряного за нормальних умов. Визначити масу металу.
- •Розв’язання. Відповідно до закону еквівалентів (1.1), маси взаємодіючих речовин пропорційні їхнім еквівалентним масам:
- •Зі співвідношення (1.8) знаходимо еквівалентну масу h3ро4:
- •Приклад 8. Обчислити точну атомну масу металу, якщо питома теплоємність металу дорівнює 0,23 кДж/(кг к), а хлорид цього металу містить 61,2% металу.
- •Приклад 10. Визначити формулу речовини, якщо відомо, що її густина за воднем дорівнює 29, а масові частки елементів наступні: с – 82,76%, н – 17,24%.
- •Глава 2. Класи неорганічних сполук
- •2.1. Оксиди.
- •2.1.1. Способи одержання оксидів
- •2.1.2. Класифікація та хімічні властивості оксидів
- •2.2. Гідроксиди металів
- •2.2.1. Способи одержання гідроксидів
- •2.2.2. Хімічні властивості гідроксидів металів
- •2.3. Кислоти
- •2.3.1. Способи одержання кислот
- •2.3.2. Хімічні властивості кислот
- •2.4.1.Основні способи одержання солей
- •Контрольні завдання
- •Приклади виконання завдань і розв’язання задач
- •3.2. Корпускулярно-хвильова природа електрона
- •3.3. Принцип невизначеності
- •3.4. Періодичний закон
- •3.5. Періодична система елементів
- •3.6. Електронні хмари
- •3.7. Квантові числа
- •3.8. Принцип паулі
- •3.9. Послідовність заповнення електронами енерґетичних рівнів у багатоелектронних атомах
- •Контрольні завдання
- •Приклади виконання завдань і розв’язання задач
- •Приклад 8. Які найвищий та найнижчий ступені окислення у фосфору, сульфуру та хлору? Скласти формули сполук даних елементів, що відповідають цим ступеням окислення.
- •Приклад 12. Як залежать кислотно-основні властивості оксидів і гідроксидів від ступеня окиснення атомів елементів, що їх утворюють?
- •Приклад 13. Відомо, що кремній є неметалом з напівпровідниковими властивостями. Які властивості будуть виявляти алюміній і фосфор?
- •Приклад 15. Як змінюються властивості вищих оксидів елементів третього періоду?
- •4.1.1. Характерні властивості ковалентного зв’язку
- •4.1.1.1. Насиченість ковалентного зв’язку
- •Мал. 4.3. Різновиди σ-зв’язків.
- •Мал. 4.3. Різновиди π-зв’язків.
- •4.1.1.3. Полярність і поляризованість ковалентного зв’язку.
- •4.3. Водневий зв’язок
- •4.5. Міжчастинкові взаємодії
- •Контрольні завдання
- •Приклади виконання завдань і розв’язання задач Приклад 1. Довжина диполя молекули дорівнює 2,2 10-11 м. Обчисліть дипольний момент молекули.
- •Приклад 2. Обчислити довжину зв’язку в молекулі hBr, якщо між’я-дерні відстані у молекулах h2 та Br2 відповідно дорівнюють 7,4 · 10-11 м та 2,28 10-10 м.
- •Приклад 3. Яка гібридизація електронних хмар має місце в атомі карбону при утворенні молекули cf4? Якою є просторова конфігурація цієї молекули?
- •Приклад 4. Якими є валентні можливості атома фосфору в основному та збудженому станах?
- •Приклад 5. Визначте, що є донором електронної пари при утворенні йона bh4-.
- •Глава 5. Основи хімічної термодинаміки
- •5.2. Перший закон термодинаміки
- •5.3. Закони термохімії
- •5.4. Поняття про ентропію
- •5.5. Другий закон термодинаміки
- •5.6.Третій закон термодинаміки
- •5.7. Вільна енергія Ґіббса
- •Приклад 1. Складіть термохімічне рівняння реакції горіння 1 моль ацетилену, якщо при цьому виділяється 1255,61 кДж теплоти.
- •Приклад 3. Не здійснюючи обчислень, поясніть, як змінюється ентропія системи (s): а) при переході води в пару; б) у реакції:
- •Приклад 4. Обчисліть зміну енерґії Ґіббса у хімічній реакції
- •І зробіть висновки про можливість мимовільного перебігу даної реакції за стандартних умов.
- •Стандартні зміни енерґій Ґіббса простих речовин прийнято вважати рівними нулю. Для даної системи:
- •6.1. Поняття про швидкість хімічної реакції
- •6.2. Основний закон хімічної кінетики – закон діючих мас.
- •Межі застосування закону діючих мас.
- •6.3. Молекулярність реакції.
- •6.4. Порядок реакції.
- •6.5. Особливості кінетики гетероґенних реакцій.
- •6.6. Механізм хімічних реакцій.
- •6.7. Вплив температури на швидкість реакції. Правило Вант-Гоффа.
- •6.8. Рівняння Арреніуса. Енерґія активації
- •Вихідні Активов. Продукти
- •Мал.6.3. Енерґетична діаграма Мал.6.4. Розподіл молекул за
- •Глава 7. Хімічна рівновага.
- •7.1. Константа хімічної рівноваги
- •7.2. Зсув хімічної рівноваги. Принцип Ле-Шательє
- •7.3. Рівновага у гетероґенних системах
- •Константа рівноваги.
- •Глава 8. Поняття про каталіз.
- •8.1. Автокаталіз
- •8.2.Промотори та каталітичні отрути
- •8.3. Селективність каталізаторів
- •8.4. Механізми гомоґенного та гетероґенного каталізу
- •Підставляючи дані нашої задачі, одержуємо:
- •Глава 9. Розчини
- •9.1. Процес розчинення. Типи розчинів
- •9.2. Способи виразу концентрації речовин
- •9.3. Хімічна (гідратна) теорія розчинів д.І. Менделєєва
- •9.4. Теплові ефекти розчинення
- •9.5. Розчинність
- •Глава 10. Властивості розчинів
- •10.1. Тиск пари розчинника над розчином
- •10.2. Температури замерзання та кипіння розчинів
- •10.3. Осмотичний тиск
- •Глава 11. Електролітична дисоціація.
- •11.1. Основні положення теорії електролітичної дисоціації
- •11.2. Ступінь дисоціації
- •11.3. Слабкі електроліти. Константа дисоціації слабких електролітів
- •11.4. Вплив однойменних іонів на дисоціацію слабких електролітів
- •11.5. Розчини сильних електролітів
- •11.6. Електролітична дисоціація води. Йонний добуток води. Водневий показник
- •11.7. Поняття про індикатори
- •11.8. Іонні реакції
- •11.8. Гідроліз солей
- •Типові випадки гідролізу.
- •11.8.1. Ступінь і константа гідролізу
- •Глава 12. Комплексні сполуки
- •12.1. Основні положення координаційної теорії а.Вернера
- •12.2. Класифікація комплексних сполук
- •12.3. Номенклатура комплексних сполук
- •12.3.1. Назви катіонних комплексних сполук
- •12.3.2. Назви аніонних комплексних сполук
- •12.3.3. Назви нейтральних комплексних сполук
- •12.4. Ізомерія комплексних сполук
- •12.5. Дисоціація комплексних сполук
- •Якщо у гібридизації беруть участь d-орбіталі передостаннього рівня, тоді йон називається внутрішньоорбітальним. Іноді у комплексах проявляється йонно-дипольний зв’язок, наприклад в аквакомплексах.
- •Глава 13. Електрохімічні процеси
- •13.1. Хімічні процеси на електродах
- •13.2. Електродний потенціал
- •13.3. Електрохімічний ряд напруг металів
- •13.4. Гальванічний елемент
- •13.5. Окисні й відновні потенціали
- •13.6. Рівняння Нернста
- •13.7. Акумулятори
- •13.8. Паливні елементи
- •13.9. Електроліз
- •13.9.1. Закони Фарадея
- •1. Кількість речовини, що виділяється на електроді під час електролізу, пропорційна кількості електрики, яка пройшла крізь електроліт.
- •2. Однакова кількість електрики виділяє на електродах під час електролізу еквівалентну кількість різних речовин.
- •13.10. Корозія металів
- •0,01 Моль/л 0,1 моль/л
- •Глава 14. Окисно-відновні реакції складання рівнянь окисно-відновних реакцій
- •Контрольні завдання
- •Додатки
- •Додаток 6 – Перехідні коефіцієнти
- •Предметний покажчик
- •Відновлення 18-19, 77, 81, 124, 126, 128, 135-139
- •Водень 14, 17, 37, 75, 125, 130-132, 139
- •Ізомерія 119
- •Лантаноїди 25
- •Натрій 20-21, 69, 89
- •Термодинамічні 8, 54
- •Атомів 33, 50
- •Список рекомендованої літератури
- •Глава 1. Основні поняття та закони хімії ........................ 5
11.8. Іонні реакції
Реакції у розчинах електролітів, що перебігають між іонами, називаються йонними.
Іонні реакції завжди перебігають у бік зв’язування йонів, тобто у бік утворення важкорозчинних речовин, легколетких газів, слабких електролітів, комплексних іонів. Якщо жодна з цих сполук не утворюється, то реакція перебігає оборотньо й не йде до кінця (правило Бертоле). Іонні реакції виражають сутність реакцій, що перебігають між електролітами у розчинах. Наприклад:
Реакції, що перебігають із утворенням осаду:
BaCI2(р) + Na2SO4(р) = BaSO4(к)↓ + 2NaCI(р).
Скорочене йонне рівняння виражає сутність цього процесу:
Ba2+(р) + SO42-(р) = BaSO4(к)↓.
Реакції, що супроводжуються виділенням газів (летких речовин):
2НCI(р) + Na2СO3(р) = Н2О(р) + СO2(г)↑ + 2NaCI(р)
або 2Н+(р) + СО32-(р) = Н2О(р) + СO2(г)↑.
Реакції, що перебігають із утворенням слабких електролітів:
2CH3COONa(р) + H2SO4(р) = 2CH3COOH(р) + Na2SO4(р)
або CH3COO-(р) + H+(р) = CH3COOH(р);
H2SO4(р) + 2КОН(р) = К2SO4(р) + 2Н2О(р)
або Н+(р) + ОН-(р) = Н2О.
Реакції, що йдуть із утворенням комплексного йона:
4KI(р) + Pb(NO3)2(р) = K2[PbI4](р) + 2KNO3(р)
або 4I-(р) + Pb2+(р) = [PbI4]2-(р).
11.8. Гідроліз солей
Гідроліз у перекладі з грецької мови означає розклад водою. Гідролізові можуть піддаватися хімічні сполуки різноманітних класів: солі, галоґенангідриди, естери, аміди, ацеталі, у тому числі й багато природних полімерів: поліцукриди, білки, нуклеїнові кислоти, тощо. У неорґанічній хімії розглядають гідроліз солей, тобто обмінну взаємодію йонів солі з іонами води, яка супроводжується зміною концентрації йонів гідроґену та гідроксилу. Необхідною умовою перебігу реакцій гідролізу є можливість утворення хоча б одного слабкого електроліту (кислоти чи основи). Тому гідролізові піддаються солі, утворені:
Сильними кислотами й слабкими основами, наприклад: CuSO4, Al(NO3)3, NH4CI, тощо (гідроліз за катіоном).
Слабкими кислотами та сильними основами, наприклад: Na2S, CH3COONa, K2CO3, Ba(CN)2 тощо (гідроліз за аніоном).
Слабкими кислотами та слабкими основами, наприклад: Al2S3, CH3COONН4, (NH4)2CO3, тощо (гідроліз за катіоном і аніоном).
Гідролізу не піддаються солі, утворенні сильними кислотами та сильними основами, оскільки ані катіон, ані аніон такої солі з іонами води не дає слабкого електроліту, наприклад: KCI, Na2SO4
Типові випадки гідролізу.
Гідроліз за катіоном:
NH4CI + НОН ↔ NH4ОН + НCl
(NH4CI ↔ NH4+ + CI-)
NH4+ + HOH ↔ NH4OH + H+.
Катіони солі взаємодіють із молекулами води. У розчині з’являється надлишок катіонів водню – середовище кисле, рН < 7.
Гідроліз солей багатозарядних катіонів перебігає постадійно, переважно за першою стадією, з утворенням основних солей:
2CuSO4 + 2HOH ↔ (CuOH)2SO4 + H2SO4
(CuSO4 ↔ Cu2+ + SO42-)
Cu2+ + HOH ↔ CuOH+ + H+.
Чим слабша основа, тим у більшій мірі піддається гідролізові, утворена нею сіль.
Гідроліз за аніоном:
CH3COONa + НОН ↔ CH3COOН + NaОН
(CH3COONa ↔ CH3COO- + Na+)
CH3COO- + НОН ↔ СН3СООН + ОН-
Аніон слабкої кислоти, відповідальний за гідроліз, взаємодіє з молекулами води. У розчині нагромаджуються аніони гідроксилу, середовище лужне, рН>7. Гідроліз солей багатоосновних кислот перебігає постадійно, переважно за першою стадією, з утворенням кислих солей.
Na2CO3 + HOH ↔ NaHCO3 + NaOH
(Na2CO3 ↔ 2Na+ + CO32-)
CO32- + HOH ↔ HCO3- + OH-.
Чим слабша кислота, тим у більшій мірі піддається гідролізові, утворена нею сіль.
3. Гідроліз за катіоном і за аніоном:
CH3COONН4 + НОН ↔ СН3СООН + NH4OH
(CH3COONН4 ↔ СН3СОО- + NH4+)
СН3СОО- + NH4+ + HOH ↔ СН3СООН + NH4OH
У залежності від співвідношення констант дисоціації, кислоти та основи, що утворюються при гідролізі, розчини солей цього типу можуть мати нейтральну, слабкокислу чи слабколужну реакцію середовища.
Гідроліз деяких солей, утворених дуже слабкими кислотами та основами, є необоротнім, наприклад гідроліз сульфідів і карбонатів Al3+, Cr3+, Fe3+: Al2S3 + 6HOH = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑. У підсумку гідролізу утворюються осад і газ, тому гідроліз перебігає практично необоротно, до кінця.