Строение атома и периодическая система (стр. 6 )

Сольватация –(упрощенно) – взаимодействие частиц растворенного вещества (молекул, ионов) с частицами растворителя.

Гидратация – (частный случай сольватации) - взаимодействие частиц растворенного вещества (молекул, ионов) с молекулами воды.

Распад вещества на сольватированные ионы под действием молекул растворителя – электролитическая диссоциация. Степень диссоциации α – отношение концентрации продиссоциировавших молекул к общей концентрации молекул.

Сильные электролиты – вещества, которые при растворении практически полностью диссоциируют на ионы. Сильными электролитами являются сильные кислоты (см. табл. 3.1, с. 6), сильные основания (см. с. 7), почти все простые соли. Исключения: ZnCl2, ZnI2, CdCl2, CdI2, HgCl2, Hg(CN)2, Fe(NCS)3.

Слабые электролиты неполностью диссоциируют на ионы: так, в растворе сильной кислоты имеет место равновесие HCN ⇄ H+ + CN-, константу этого равновесия Kа = [H+]·[CN-]/[HCN] называют константой диссоциации кислоты.

Водородный показатель pH = -lg[H+], где [H+] – концентрация катионов водорода (протонов), моль/л.[или pH = -lgСH+, где СH+- концентрация катионов водорода (протонов)].

В кислой среде pH < 7, в нейтральной pH = 7, в щелочной pH > 7.

Показатель концентрации гидроксид-ионов pOH = -lg[OH-], где [OH-] – концентрация анионов OH-, моль/л.

Гидролиз соли - взаимодействие ионов соли с водой, которое приводит к образованию слабой кислоты или слабого основания. Степень гидролиза h – отношение концентрации соли, подвергшейся гидролизу, к общей концентрации соли в растворе. Реакции гидролиза, как правило, обратимы. Необратимо гидролизуются только те соли, продукты гидролиза которых уходят из раствора в виде нерастворимых или газообразных соединений.

Три типа (случая) гидролиза.

1. Гидролиз по аниону происходит в растворах солей, состоящих из анионов слабых кислот и катионов сильных оснований. Например, 1.1. Цианид калия KCN. Сокращенная ионная форма уравнения реакции гидролиза CN- + H2O ⇄ HCN + OH - (одна ступень гидролиза), среда щелочная, pH > 7.

Константа гидролиза Кг = [HCN]·[OH-]/[CN-] (не включает катион соли).

1.2. Сульфид натрия Na2S – соль слабой двухосновной сероводородной кислоты H2S, две ступени гидролиза соли: 1. S2- + H2O ⇄ HS- + OH - 2. HS- + H2O ⇄ H2S- + OH- , pH > 7. Гидролиз преимущественно протекает по первой ступени.

2. Гидролиз по катиону происходит в растворах солей, состоящих из анионов сильных кислот и катионов слабых оснований. Например, 2.1. Нитрат аммония NH4NO3. Сокращенная ионная форма уравнения реакции гидролиза NH4++ H2O ⇄ H+ + NH3·H2O (одна ступень гидролиза), среда кислая, pH < 7.

2.2. Хлорид железа(III) FeCl3 – соль слабого трехкислотного основания Fe(OH)3, три ступени гидролиза соли:1. Fe3+ + H2O ⇄ (FeOH)2+ + H+ 2. (FeOH)2+ + H2O ⇄ [Fe(OH)2]+ + H+ 3. [Fe(OH)2]+ + H2O ⇄ Fe(OH)3 + H+, среда кислая, pH < 7. Гидролиз преимущественно протекает по первой ступени.

3. Гидролиз по катиону и по аниону одновременно характерен для солей, которые образованы из катионов слабых оснований и анионов слабых кислот. Например, ацетат аммония CH3COONH4, карбонат алюминия(III) Al2(CO3)3, сульфид хрома(III) Cr2S3. Среда близка к нейтральной.

Примеры тестовых заданий:

I. Сильными электролитами являются …..(два верных ответа): 1) Ca3(PO4)2, 2) C, 3) HI, 4) CuSO4

Ответы 3) и 4).

II. Гидролизу по аниону подвергаются соли …..(два верных ответа): 1) K2SO4, 2) AlCl3, 3) Na3PO4, 4) K2CO3

Ответы 3) и 4).

III. В водном растворе гидролизу не подвергаются соли …..(два верных ответа): 1) K2SO4, 2) K2SiO3, 3) AlCl3, 4) NaNO3

Ответы 1) и 4).

IV. Полному гидролизу подвергаются соли ….. (два верных ответа): 1) CrCl3, 2) Cr2S3, 3) Al2(SiO3)3, 4)Cs2CO3

Ответы 2) и 3).

V. Кислую среду имеют растворы солей ….. (два верных ответа): 1) K2SiO3, 2) (NH4)2SO4, 3) CaCl2, 4) AlCl3

Ответы 2) и 4).

VI. Слабыми электролитами являются ….. (два верных ответа): 1)CsOH, 2) H2SO3, 3) CrCl3, 4) Cr(OH)3

Ответы 2) и 4).

VII. Сумма коэффициентов в сокращенном молекулярно-ионном уравнении взаимодействия растворов хлорида алюминия и карбоната натрия равна ….. (один вариант ответа): 1) 15, 2) 19, 3) 13, 4) 17. Ответ 3).

Решение: Полное уравнение 2AlCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑ + 6NaCl

Сокращенное молекулярно-ионное 2Al3+ + 3CO32- + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑

VIII. Сумма коэффициентов в сокращенном молекулярно-ионном уравнении взаимодействия растворов сульфата хрома(III) и сульфида натрия равна ….. (один вариант ответа): 1) 15, 2) 19, 3) 13, 4) 16. Ответ 4).

Решение: Полное уравнение Cr2(SO4)3 + 3Na2S + 6H2O = 2Cr(OH)3↓ + 3H2S + 3Na2SO4

Сокращенное молекулярно-ионное 2Cr3+ + 3S2- + 6H2O = 2Cr(OH)3↓ + 3H2S

IX. Общее число ионов, образующихся при диссоциации фосфата натрия, равно ….. (один вариант ответа): 1) 2, 2) 4, 3) 5, 4) 3. Ответ 2).

Решение: Фосфат натрия – сильный электролит. Na3PO4→ 3Na+ + PO43-

IX. Раствор гидроксида бария имеет pH = 12. Концентрация основания в растворе при 100% диссоциации равна моль/л (один вариант ответа): 1) 0.1, 2) 0,001, 3) 0,005, 4) 0.01.

Решение: Гидроксид бария – сильный электролит, полностью диссоциирует на ионы в водном растворе

Ba(OH)2 → Ba2+ + 2OH-. Из этого уравнения следует, что концентрация основания [Ba(OH)2] в два раза меньше концентрации гидроксид-ионов (OH-). Поскольку pH + pOH = 14, pOH = 14 – 12 = 2. -lg[OH-] = 2, lg[OH-] = -2, следовательно, [OH-] = 10-2 (0.01) моль/л. Концентрация основания 0.01/2 = 0.005 моль/л. Ответ 3).

X. Величина pH больше 7 для растворов, содержащих равное число моль веществ ….. (несколько вариантов ответа): 1) NaOH и HNO3 2) CH3COOH и NH4OH 3) CH3COOH и NaOH 4) KOH и HCOOH

Решение:

1) NaOH + HNO3 = H2O + NaNO3 – соль сильного основания и сильной кислоты, не гидролизуется, pH ≈ 7

2) CH3COOH + NH4OH = H2O + CH3COONH4 - соль слабой кислоты и слабого основания, полностью гидролизуется, pH ≈ 7

3) CH3COOH + NaOH = H2O + CH3COONa - соль слабой кислоты и сильного основания, гидролизуется по аниону CH3COO - + H2O ⇄ CH3COOH + OH-, среда щелочная, pH больше 7.

4) KOH + HCOOH = H2O + HCOOK – соль сильного основания и слабой кислоты (муравьиной),

гидролизуется по аниону HCOO- + H2O ⇄ HCOOH + OH-, среда щелочная, pH больше 7.

Ответ: 3), 4).

XI. Размерность концентрации в уравнении pH = -lgСH+ …..1) %, 2) г/мл, 3) моль/л 4) г/л. Ответ: 3).

6. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

Окислительно- восстановительными называются реакции, сопровождающиеся изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Степень окисления – условный заряд атомов в соединении, вычисленный в предположении, что все связи в соединении являются чисто ионными, а само соединение состоит из ионов. Понятие «степень окисления» - условное (чисто ионных связей не существует), но полезное (для классификации веществ и нахождения стехиометрических коэффициентов уравнений химических реакций). Степень окисления и валентность не всегда совпадают.

Для вычисления неизвестных степеней окисления используют следующие правила:

1) атомы в молекулах простых веществ имеют степень окисления, равную нулю;

2) степени окисления катионов металлов равны: для щелочных металлов +1, для щелочноземельных металлов +2, алюминия +3;

3) водород во всех соединениях, кроме гидридов щелочных и щелочноземельных металлов, имеет степень окисления +1. В гидридах щелочных и щелочноземельных металлов степень окисления водорода равна -1;

4) кислород почти всегда имеет степень окисления -2. Исключение составляют, например, пероксид водорода H2O2 (степень окисления кислорода равна -1), фторид кислорода OF2 (степень окисления кислорода равна +2);