Уральский государственный аграрный университет д.х.н., проф. Хонина Татьяна

Шкала рН растворов.

2. Гидролиз солей.

3. Реакции ионного обмена, условия их

протекания. Порядок составления ионных уравнений.

2

растворов.
3

H3O+ - гидроксоний
H2O  H+ + OH–
Kс (Kр) = [H+] [OH–] / [H2O]
[H2O] =55, 55 моль/л; [H+] [OH–] = Kр/ 55, 55 = Const
При стандартной температуре 298 К (25 С):
в чистой воде:
[H+] = [OH–] = 10–7 моль/л (определено экспериментально)
KВ (Kw) = [H+] [OH–] = 1.10–14 (ионное произведение воды – произведение концентраций ионов гидроксония и гидроксид-иона).

H+

4

рН = –lg[H+] = –lg10-7 = 7

Гидроксильный показатель (рОН)

pOH = –lg[OH–] = –lg10-7 =7
рН + рОН = 14
рН = 14 – рОН

5

= 7, среда нейтральная

В разбавленных водных растворах:
при [H+] > 1.10–7,

рН < 7, среда кислая
Например, [H+] = 1.10–3, рН = –lg[H+] = 3;

при [OH–] > 1.10–7, рОН < 7, среда щелочная
Например, [OH-] = 1.10–3, рOН = –lg[OH-] = 3; рН = 14-3 = 11

6

растворе HCl)
pH = 1 (нижний предел);

При [OH–] = 0,1

моль/л
(например, в 0,1 М растворе KOH)
рН = 13 (верхний предел).

Реально рН измеряется в интервале 1-13.
(универсальная индикаторная бумага; потенциометр- рН – метр)

7

рН раствора.
Это слабые органические кислоты и основания, у которых молекулярная

и ионная формы отличаются по цвету.
HInd  H+ + Ind–
Kр = [H+] [Ind–] / [HInd]

IndОH  Ind++ОH-
Kр = [Ind+] [ОH-] / [IndОH]
У каждого индикатора – своя точка перехода (рН
изменения окраски)

8

части вещества соединяются с составными частями воды.
Гидролизу подвержены соединения различных

классов.

Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого образуются слабые электролиты.

H2O  KOH +HNO2
KNO2 = K+ +

NO2
H2O  Н+ + OH
Полное ионное уравнение гидролиза:
K+ + NO2 + H2O  K+ + OH  + HNO2
Сокращенное ионное уравнение:
NO2 + H2O  OH  + HNO2; pH  7,
Обратимый процесс, среда щелочная, гидролиз по аниону.
Аналогично: NaCN, NaF, Ва2S и др.
При гидролиз солей, образованных сильными основаниями и слабыми многоосновными кислотами (например, ВaCO3) гидролиз идет ступенчато; образуются кислые соли (примеры - на доске)

17

 NH4OH + НCl ;

NH4Cl = NH4+ + Cl
H2O  Н+ + OH
Полное ионное уравнение гидролиза:
NH4+ + Cl + H2O  NH4OH + Н+ + Cl
Сокращенное ионное уравнение:
NH4++ H2O  NH4OH + Cl ; pH  7,
Обратимый процесс, среда кислая, гидролиз по катиону.
Аналогично NH4NO3 , (NH4)2 SO4 и др.
При гидролиз солей, образованных слабыми многокислотными основаниями, (например, СuSO4 ) гидролиз идет ступенчато; образуются основные соли (примеры - на доске).

18

 NH4OH + НNO2
NH4NO2

= NH4+ + NO2
H2O  Н+ + OH
Полное ионное уравнение гидролиза:
NH4+ + NO2 + H2O  NH4OH +НNO2
Сокращенное ионное уравнение (нет)
pH ~7,
Обратимый процесс, гидролиз по катиону и аниону; среда – слабокислая или слабощелочная в зависимости и от Кa и Кb
(написать на доске примеры)

19

+ 3H2S + 6NaCl
2Al3+ + 3S2– + 6H2O = 2Al(OH)3

+ 3H2S

2KCr(SO4)2 + 3Na2CO3 + 3H2O =
= 2Cr(OH)3 + 3CO2 + K2SO4 + Na2SO4
2Cr3+ + 3CO32– + 3H2O = 2Cr(OH)3 + 3CO2

20

уравнений.
Реакции, протекающие между ионами, называются ионными реакциями (м.б. как

обменные, так и окислительно-восстановительные).
Молекулярные, полные ионные и сокращенные ионные уравнения
K2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2KCl (молекулярное ур-ие)
Полное ионное уравнение :
2K+ + SO42 + Ba2+ + 2Cl = BaSO4↓ + 2 K+ + 2Cl
Сокращенное ионное уравнение:
Ba2+ + SO42 = BaSO4↓
В виде молекул записываются: формулы воды, слабых кислот, слабых оснований, нерастворимых солей , амфотерных гидроксидов; а также газообразных веществ, оксидов металлов и неметаллов.
В виде ионов записываются формулы сильных кислот, сильных оснований, растворимых в воде солей.
Реакции обмена между сильными электролитами в растворах протекают до конца, или практически необратимы, если образуются малорастворимые вещества, малодиссоциирующие вещества (слабые электролиты) или газообразные (или летучие) вещества.
Обратимые реакции – если среди исходных веществ имеются слабые электролиты или малорастворимые вещества (а также реакции гидролиза).

23

вещество. Предмет науки химия
2. Качественная и количественная характеристика состава атомов
3.

Строение электронных оболочек атомов. Квантовые числа. Энергетические уровни и подуровни, атомные электронные орбитали.
4. Правила составления электронных формул и схем строения электронных оболочек атомов (принцип минимальной энергии, правила Клечковского, Хунда, принцип Паули)
5. Химические (окислительные, восстановительные) свойства атомов химических элементов и порядок их определения
6. Сущность периодического закона. Причина периодической повторяемости химических свойств и количественных характеристик атомов с увеличение зарядов их ядер
7. Строение периодической системы химических элементов Д.И.Менделеева. Характер и причины изменения металлических и неметаллических свойств, радиусов, энергии ионизации, энергии сродства к электрону, электроотрицательности атомов в периодах и группах периодической системы
8. Основные типы химической связи (ковалентная, ионная, металлическая), механизм их образования и свойства
9. Классы сложных неорганических соединений. Состав, номенклатура, химические свойства и реакции оксидов, кислот, оснований и солей

вещества, закон постоянства состава вещества, закон Авогадро и два следствия

из него. Применение этих законов для вычисления состава, массы и объема веществ
11. Основы термохимии. Тепловой эффект химической реакции, изменение энтальпии химической реакции. Закон Гесса. Пример расчета изменения энтальпии реакции
12. Понятия скорости гомогенной и гетерогенной реакций. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ, давления, температуры. Закон действия масс, правило Вант-Гоффа.
13. Сущность химического равновесия и условие его наступления. Константа химического равновесия. Определение направления смещение химического равновесия в соответствии с принципом Ле Шателье.
14. Понятие раствор. Типы растворов. Способы выражения состава (концентрации) растворов
15. Теория электролитической диссоциации. Степень и константа диссоциации. Сильные и слабые электролиты
16. Диссоциация воды, ионное произведение воды. Водородный показатель. Шкала рН растворов
17. Реакции ионного обмена, условия их протекания. Порядок составления ионных уравнений
18. Гидролиз солей
19. Сущность окислительно-восстановительных реакций и условие их протекания. Степени окисления атомов и порядок их определения. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакции на основе метода электронного баланса
20. Комплексные соединения металлов, их состав и поведение (устойчивость) в растворах. Константа нестойкости комплексных ионов.
21. Химия s,p,d-элементов таблицы Менделеева
22. Химия биогенных элементов. Понятие о микроэлементах.