Методические рекомендации для студентов по выполнению самостоятельных работ по химии (стр. 4 )

К сильным кислотам относят HCl, HBr, HNO3, H2SO4;

К сильным основаниям относят гидроксиды щелочных металлов LiOH,  NaOH,  KOH,  RbOH,  CsOH, а также Ca(OH)2, Ba(OH)2 и Sr(OH)2.        

3. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой

       K2CO3         (КОН-сильное основание,  Н2СО3-слабая кислота)

4. Напишите уравнение электролитической диссоциации данной соли        

K2CO3 = 2K+ + CO32-

5. Слабый ион участвует в реакции гидролиза, т. е. с водой. Воду в реакции гидролиза записывают НОН.        Ион слабой кислоты или основания будет связываться с противоположным по заряду ионом из молекулы воды, при этом другой её ион освобождается. Отразите это в уравнении реакции.        

CO32- + H+OH - =HCO3- + OH-  щелочная среда,  рН>7

Определите характер среды раствора по высвобождаемому иону воды (кислотный, нейтральный или щелочной). Предположите изменение окраски индикатора (лакмус, метиловый оранжевый, фенолфталеин). В данном случае высвобождаются гидроксид  ионы OH-  ,которые определяют щелочную среду. В  данном примере  фиолетовый лакмус будет синий,  метиловый оранжевый - желтый, фенолфталеин – малиновый,  т. к. среда  щелочная.

6. Процесс гидролиза - процесс обратимый, поэтому в уравнениях следует ставить знак обратимости. Для многозарядных ионов процесс гидролиза ступенчатый и,  как правило, дальше первой ступени не идёт. На каждой ступени присоединяется лишь одна молекула воды.        

7. Напишите уравнение реакции гидролиза в молекулярном виде, учитывая, что противоположные ионы, соединяясь,  могут образовать молекулы вещества.        

K2CO3 + H2O = KHCO3 + KOH

Задание: Составьте уравнение реакции гидролиза карбоната калия

№ п/п	Последовательность действий	Выполнение действий
1.	Запишите химическую формулу соли	K2CO3
2.	Определите, каким по силе основанием и кислотой образована данная соль. Определите возможность протекания гидролиза, согласно правил: гидролизу в водных растворах подвергаются соли, содержащие остатки слабых кислот и слабых оснований (к сильным кислотам относят HCl, HBr, HNO3, H2SO4, HClO4; к сильным основаниям относят гидроксиды щелочных металлов, а также Ba(OH)2 и Sr(OH)2 )	Соль образована сильным основанием и слабой кислотой
3.	Подчеркните ион слабого электролита (кислоты или основания)	K2CO3
4.	Напишите уравнение электролитической диссоциации данной соли и воды	K2CO3 = 2K+ + CO32- H2O = H+ + OН-
5.	Ион слабой кислоты или основания будет связываться с противоположным по заряду ионом из молекулы воды, при этом другой её ион освобождается. Отразите это в уравнении реакции.	CO32- + H+OH-=HCO3- + OH-
6.	Процесс гидролиза - процесс обратимый, поэтому в уравнениях следует ставить знак обратимости. Для многозарядных ионов процесс гидролиза ступенчатый и как правило, дальше первой ступени не идёт. На каждой ступени присоединяется лишь одна молекула воды.
7.	Напишите уравнение реакции гидролиза в молекулярном виде, учитывая, что противоположные ионы, соединяясь, могут образовать молекулы вещества.	K2CO3 + H2O = KHCO3 + KOH
8.	Определите характер среды раствора по высвобождаемому иону воды (кислотный или щелочной). Предположите изменение окраски индикатора (лакмус, метиловый оранжевый, фенолфталеин)	Фиолетовый лакмус - синий, метиловый оранжевый - желтый, фенолфталеин - малиновый

Задания:

1.Какие из солей подвергаются гидролизу? Напишите ионные уравнения гидролиза солей:
хлорид магния, сульфат калия, нитрат бария, сульфид калия, сульфат железа II, нитрат лития, карбонат калия, сульфит натрия, фторид аммония, нитрат висмута, фосфат аммония, ацетат меди

2.Приведите по два примера веществ, гидролиз которых соответствует ионным уравнениям:
а) CH3COO– + H2O⬄CH3COOH + OH–
б) S2– + H2O⬄HS– + OH–
в) Ni2+ +H2O ⬄NiOH+ + H+
г) NH4+ + CH3COO– + H2O ⬄ NH4OH +CH3COOH

Алгоритм расстановки коэффициентов в уравнениях ОВР методом электронного баланса

Напоминание!

Степень окисления простых веществ равна нулю. Степень окисления водорода в сложных соединениях +1, кислорода -2, у металлов положительная и равна валентности. Сумма степеней окисления всех элементов в сложном соединении равна нулю.

1. Определите степени окисления элементов.

2. Подчеркните символы элементов, степени окисления, которых изменяются.

3. Выпишите элементы, изменяющие степени окисления.

4. Составьте электронные уравнения, определяя число отданных и принятых электронов.

5. Уравняйте число отданных и принятых электронов, подобрав наименьшее общее кратное и дополнительные множители.

6. Допишите уравнение реакции, расставив коэффициенты.

Fе2О3 + 3СО = 2Fе + 3СО2.

Другой пример:

Задание:

Расставьте степени окисления элементов; Составьте уравнение электронного баланса; Расставьте коэффициенты в следующих уравнениях: Cu + HNO3→Cu (NO3)2 + NO + H2O Fe + HNO3→Fe (NO3)2 + NH4NO3 + H2O Na + HNO3→N2O + NaNO3 + H2O HCl + KMnO4→Cl2 + MnCl2 +KCl + H2O C + H2SO4→CO2 + SO2 + H2O Cr2 (SO4)3 + KMnO4 + H2O→K2Cr2O7 + Mn (OH)4 + H2SO4 H2S + HClO3→H2SO4 + HCl FeSO4 + KMnO4 + H2SO4→Fe2 (SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O H3PO3 + KMnO4 + H2SO4→H3PO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O HBr + H2SO4→Br2 + SO2 + H2O

Алгоритм написания ионных уравнений

1. Записывают формулы веществ, вступивших в реакцию, ставят знак «равно» или стрелочку  и записывают формулы образовавшихся веществ. Расставляют коэффициенты.

2. Пользуясь таблицей растворимости, записывают в ионном виде формулы веществ (солей, кислот, оснований), обозначенных в таблице растворимости буквой «Р» (хорошо растворимые в воде), исключение – гидроксид кальция, который, хотя и обозначен буквой «М», все же в водном растворе хорошо диссоциирует на ионы.

3. Нужно помнить, что на ионы не распадаются металлы, оксиды металлов и неметаллов, вода, газообразные вещества, нерастворимые в воде соединения, обозначенные в таблице растворимости буквой «Н». Формулы этих веществ записывают в молекулярном виде. Получают полное ионное уравнение.

4. Сокращают одинаковые ионы до знака «равно» и после него в уравнении. Получают сокращенное ионное уравнение.

5. Помните!

На ионы диссоциируют
Реагенты (исходные вещества)	Продукты реакции
Растворимые (P) в воде (см. ТР): 1. Соли 2. Кислоты 3. Основания (Включая Ca(OH)2 – M)	Растворимые (P) в воде (см. ТР): 1. Соли 2. Кислоты 3. Основания Исключения – неустойчивые вещества не диссоциируют, а разлагаются на газ и воду: H2CO3 ↔ H2O + CO2↑ H2SO3 ↔ H2O + SO2↑ NH4OH↔ H2O + NH3↑ H2S↑ (сероводород сам выделяется в виде газа)

Р - растворимое вещество;  М – малорастворимое вещество; ТР - таблица растворимости.

ВАЖНО!

Если есть индекс и коэффициент они перемножаются, и выносится цифра как коэффициент перед ионом. Если есть индекс, и его нет в таблице растворимости у этого иона, то он ставиться как коэффициент перед ионом. Если есть коэффициент перед формулой, то он ставиться перед каждым ионом в ионном уравнении.

Алгоритм составления реакций ионного обмена (РИО)

в молекулярном, полном и кратком ионном виде

1). Записываем уравнение РИО в молекулярном виде:	Взаимодействие серной кислоты и хлорида бария: II II I I H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2HCl
2). Используя ТР указываем растворимость веществ воде: - Если продукт является М или Н – оно выпадает в осадок, справа от химической формулы ставим знак ↓; - Если продукт является газом, справа от химической формулы ставим знак ↑.	Р Р Н Р H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓+ 2HCl Молекулярный вид
3). Записываем уравнение РИО в полном ионном виде. Какие вещества диссоциируют см. в таблице - ПАМЯТКЕ	2H++ SO42- + Ba2+ + 2Cl - = BaSO4 ↓+ 2H+ + 2Cl- Полный ионный вид
4). Записываем уравнение реакции в кратком ионном виде. Сокращаем одинаковые ионы, вычёркивая их из уравнения реакции.	SO42- + Ba2+ + = BaSO4 ↓ Краткий ионный вид Вывод – данная реакция необратима, т. е. идёт до конца, т. к. образовался осадок BaSO4 ↓

Примеры:

1.Напишите уравнения реакций между растворами хлорида железа(III) и гидроксида натрия в молекулярной и ионной формах.

1) FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl

2) Fe3+ + 3Cl− + 3Na+ + 3OH− = Fe(OH)3↓ + 3Na+ + 3Cl−

3)Fe3+ +3Cl− + 3Na+ + 3OH− = Fe(OH)3↓ + 3Na+ + 3Cl−

Таким образом видим, что остаются ионы Fe3+ и OH−, которые участвуют в реакции и дают осадок - гидроксид железа.