Поможем в ✍️ написании учебной работы

Имя

Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой

Выберите тип работыЧасть дипломаДипломная работаКурсовая работаКонтрольная работаРешение задачРефератНаучно - исследовательская работаОтчет по практикеОтветы на билетыТест/экзамен onlineМонографияЭссеДокладКомпьютерный набор текстаКомпьютерный чертежРецензияПереводРепетиторБизнес-планКонспектыПроверка качестваЭкзамен на сайтеАспирантский рефератМагистерская работаНаучная статьяНаучный трудТехническая редакция текстаЧертеж от рукиДиаграммы, таблицыПрезентация к защитеТезисный планРечь к дипломуДоработка заказа клиентаОтзыв на дипломПубликация статьи в ВАКПубликация статьи в ScopusДипломная работа MBAПовышение оригинальностиКопирайтингДругое

Нажимая кнопку "Продолжить", я принимаю политику конфиденциальности

1. Основания взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду:

Cu(OH)₂ + 2HCl = CuCl₂ + 2H₂O

2. С кислотными оксидами, образуя соль и воду:

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃ + H₂O

3. Щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами, образуя соль и воду:

2NaOH + Cr₂O₃ = 2NaCrO₂ + H₂O

KOH + Cr(OH)₃ = KCrO₂ + 2H₂O

4. Щелочи взаимодействуют с растворимыми солями, образуя либо слабое основание, либо осадок, либо газ:

2NaOH + NiCl₂ = Ni(OH)₂¯ + 2NaCl

          слабое

          основание

2KOH + (NH₄)₂SO₄ = 2NH₃­ + 2H₂O + K₂SO₄

газ

Ba(OH)₂ + Na₂CO₃ = BaCO₃¯ + 2NaOH

           осадок

5. Щелочи реагируют с некоторыми металлами, которым соответствуют амфотерные оксиды:

2NaOH + 2Al + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂­

6. Действие щелочи на индикатор:

OH^- + фенолфталеин ® малиновый цвет

OH^- + лакмус ® синий цвет

7. Разложение некоторых оснований при нагревании:

                                                   t

Сu(OH)₂ ® CuO + H₂O

 

Амфотерные гидроксиды – химические соединения, проявляющие свойства и оснований, и кислот. Амфотерные гидроксиды соответствуют амфотерным оксидам (см. п. 3.1). Амфотерные гидроксиды записывают, как правило, в форме основания, но их можно представить и в виде кислоты:

Zn(OH)₂ Û H₂ZnO₂

основание      кислота

 

Химические свойства амфотерных гидроксидов:

1. Амфотерные гидроксиды взаимодействуют с кислотами и кислотными оксидами:

Be(OH)₂ + 2HCl = BeCl₂ + 2H₂O

Be(OH)₂ + SO₃ = BeSO₄ + H₂O

2. Взаимодействуют со щелочами и основными оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

Al(OH)₃ + NaOH = NaAlO₂ + 2H₂O;

                          H₃AlO₃ кислота       метаалюминат натрия

 (H₃AlO₃ ® HAlO₂ + H₂O)

2Al(OH)₃ + Na₂O = 2NaAlO₂ + 3H₂O

Все амфотерные гидроксиды являются слабыми электролитами.

 

Соли

Соли – это сложные вещества, состоящие из ионов металла и кислотного остатка. Соли представляют собой продукты полного или частичного замещения ионов водорода ионами металла (или аммония) у кислот. Типы солей: средние (нормальные), кислые и основные.

Средние соли – это продукты полного замещения катионов водорода у кислот ионами металла (или аммония) : Na₂CO₃, NiSO₄, NH₄Cl и т. д.

Химические свойства средних солей :

1. Соли взаимодействуют с кислотами, щелочами и другими солями, образуя либо слабый электролит, либо осадок, либо газ:

Ba(NO₃)₂ + H₂SO₄ = BaSO₄¯ + 2HNO₃

Na₂SO₄ + Ba(OH)₂ = BaSO₄¯ + 2NaOH

CaCl₂ + 2AgNO₃ = 2AgCl¯ + Ca(NO₃)₂

2CH₃COONa + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2CH₃COOH

                                                              слабая

                                                              кислота

NiSO₄ + 2KOH = Ni(OH)₂¯ + K₂SO₄

        слабое

          основание

NH₄NO₃ + NaOH = NH₃­ + H₂O + NaNO₃

газ

2. Соли взаимодействуют с более активными металлами. Более активный металл вытесняет менее активный из раствора соли (приложение 1 Табл. 1. 5.).

Zn + CuSO₄ = ZnSO₄ + Cu

Кислые соли – это продукты неполного замещения катионов водорода у кислот ионами металла (или аммония): NaHCO₃, NaH₂PO₄, Na₂HPO₄ и т. д. Кислые соли могут быть образованы только многоосновными кислотами. Практически все кислые соли хорошо растворимы в воде.

Получение кислых солей и перевод их в средние:

1. Кислые соли получают при взаимодействии избытка кислоты или кислотного оксида с основанием:

H₂CO₃ + NaOH = NaHCO₃ + H₂O

CO₂ + NaOH = NaHCO₃

2. При взаимодействии избытка кислоты с основным оксидом:

2H₂CO₃ + CaO = Ca(HCO₃)₂ + H₂O

 

3. Кислые соли получают из средних солей, добавляя кислоту:

· одноименную

Na₂SO₃ + H₂SO₃ = 2NaHSO₃ ;

· другую

Na₂SO₃ + HCl = NaHSO₃ + NaCl

4. Кислые соли переводят в средние, используя щелочь:

NaHCO₃ + NaOH = Na₂CO₃ + H₂O

 

Основные соли – это продукты неполного замещения гидроксогрупп (ОН^-) основания кислотным остатком: MgOHCl, AlOHSO₄ и т.д. Основные соли могут быть образованы только слабыми основаниями многовалентных металлов. Эти соли, как правило, труднорастворимы.

Получение основных солей и перевод их в средние:

1. Основные соли получают при взаимодействии избытка основания с кислотой или кислотным оксидом:

Mg(OH)₂ + HCl = MgOHCl¯ + H₂O

             гидроксо-

                 хлорид магния

Fe(OH)₃ + SO₃ = FeOHSO₄¯ + H₂O

             гидроксо-

                сульфат железа (III)

2. Основные соли образуются из средней соли при добавлении недостатка щелочи:

Fe₂(SO₄)₃ + 2NaOH = 2FeOHSO₄ + Na₂SO₄

3. Основные соли переводят в средние, добавляя кислоту (лучше ту, которая соответствует соли):

MgOHCl + HCl = MgCl₂ + H₂O

 

2MgOHCl + H₂SO₄ = MgCl₂ +MgSO₄ + 2H₂O

ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Электролиты – это вещества, распадающиеся на ионы в растворе под влиянием полярных молекул растворителя (Н₂О). По способности к диссоциации (распаду на ионы) электролиты условно делят на сильные и слабые. Сильные электролиты диссоциируют практически полностью (в разбавленных растворах), а слабые распадаются на ионы лишь частично.

 

 

К сильным электролитам относятся:

· сильные кислоты ;

· сильные основания – щелочи ;

· практически все растворимые соли.

К слабым электролитам относятся:

· слабые кислоты ;

· основания – не щелочи;

· Н₂О.

Одной из основных характеристик слабого электролита является константа диссоциации – К. Например, для одноосновной кислоты,

HA Û H⁺ + A^- ,

 ,

где  [H⁺] – равновесная концентрация ионов H⁺;

[A^-] – равновесная концентрация анионов кислоты А^-;

[HA] – равновесная концентрация молекул кислоты,

Для слабого основания

MOH Û M⁺ + OH^- ,

 

 ,

где  [M⁺] – равновесная концентрация катионов M⁺;

[OH^-] – равновесная концентрация гидроксид ионов ОН^-;

[MOH] – равновесная концентрация молекул слабого основания.

 

Константы диссоциации некоторых слабых электролитов (при t = 25 °С)

Вещество	К	Вещество	К
1	2	3	4
HCOOH	K = 1,8×10-4	H3PO4	K1 = 7,5×10-3
CH3COOH	K = 1,8×10-5		K2 = 6,3×10-8
HCN	K = 7,9×10-10		K3 = 1,3×10-12
H2CO3	K1 = 4,4×10-7 K2 = 4,8×10-11	HClO H3BO3	K = 2,9×10-8 K1 = 5,8×10-10
1	2	3	4
HF	K = 6,6×10-4		K2 = 1,8×10-13
HNO2	K = 4,0×10-4		K3 = 1,6×10-14
H2SO3	K1 = 1,7×10-2	H2O	K = 1,8×10-16
	K2 = 6,3×10-8	NH3× H2O	K = 1,8×10-5
H2S	K1 = 1,1×10-7	Al(OH)3	K3 = 1,4×10-9
	K2 = 1,0×10-14	Zn(OH)2	K1 = 4,4×10-5
H2SiO3	K1 = 1,3×10-10		K2 = 1,5×10-9
	K2 = 1,6×10-12	Cd(OH)2	K2 = 5,0×10-3
Fe(OH)2	K2 = 1,3×10-4	Cr(OH)3	K3 = 1,0×10-10
Fe(OH)3	K2 = 1,8×10-11	Ag(OH)	K = 1,1×10-4
	K3 = 1,3×10-12	Pb(OH)2	K1 = 9,6×10-4
Cu(OH)2	K2 = 3,4×10-7		K2 = 3,0×10-8
Ni(OH)2	K2 = 2,5×10-5

 

Правила составления уравнений диссоциации электролитов:

1. При диссоциации сильных электролитов ставится знак « = » (равенства) или « ® » (одна стрелочка). Этот знак обозначает полную диссоциацию.

2. При диссоциации слабых ( и средней силы) электролитов используется знак « Û » (обратимости). Этот знак обозначает частичную диссоциацию.

Правила написания ионных уравнений:

На ионы расписываются:

1.) сильные кислоты;

2.) щелочи;

3.) растворимые соли.

 

Сильные электролиты	Слабые электролиты
Основания: Са(OH)2 = Ca2+ + 2OH- Кислоты: HCl = H++Cl- Соли: Na2CO3=2Na++CO32-	Основания: Fe(OH)2 ÛFeOH+ + OH- I ступень FeOH+ÛFe2++OH- II ступень

 

Сильные электролиты	Слабые электролиты
KH2PO4=K++H2PO4-                        анион слабой                   кислоты H2PO4-ÛH++HPO42- HPO42-ÛH++PO43- AlOHCl2ÛAlOHCl2 = AlOH2++2Cl- осадок     растворимая катион слабого                                              часть           основания AlOH2+ÛAl3++OH-	Кислоты: H2CO3ÛH++HCO3- I ступень HCO3-ÛH++CO32- II ступень Амфотерные гидроксиды: 1. Zn(OH)2ÛZnOH++OH-   по осн.      ZnOH+ÛZn2++OH-              типу              2. H2ZnO2ÛH++HZnO2- по кисл. HZnO2-ÛH++ZnO22-        типу Вода: H2OÛH++OH-

 

КОНЦЕНТРАЦИЯ РАСТВОРОВ

Важнейшей характеристикой количественного содержания компонентов в системе является концентрация растворов.

Концентрацией растворов называют определенное массовое (или объемное) содержание растворенного вещества в определенном массовом (или объемном) количестве растворителя или раствора.

Существуют несколько методов выражения концентрации растворов. Рассмотрим самые распространенные из них.

Массовая доля растворенного вещества – это отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора:

,

где w - массовая доля растворенного вещества, безразмерная величина;

m_В - масса растворенного вещества, г;

m_Р-РА - масса раствора, г;

V - объем раствора, мл;

ρ - плотность раствора, г/мл.

Процентная концентрация:

,

где С_% - процентная концентрация, %;

m_В - масса растворенного вещества, г;

m_Р-РА - масса раствора, г.

Молярная концентрация, или молярность, – число молей растворенного вещества в 1 дм³ (1 литр) раствора:

,

где С_М – молярная концентрация, или молярность (иногда обозначают М);

 - количество (число моль) растворенного вещества, моль;

m_В - масса растворенного вещества, г;

М_В - молярная масса растворенного вещества, г/моль;

V - объем раствора, дм³ (л).

 

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Гидролиз – это процесс взаимодействия соли с водой, в результате которого происходит смещение ионного равновесия воды и изменение значения рН раствора. Возможность и характер протекания гидролиза определяется природой основания и кислоты, образующих соль.

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются. Их водные растворы нейтральны.

KNO₃+H₂O ¹;     pH=7.

В гидролизе участвуют ионы слабого основания и/или слабой кислоты.

Гидролиз солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием, например NH₄Cl:

NH₄Cl = NH₄⁺+Cl^-

Гидролизу подвергается катион слабого основания NH₄⁺:

NH₄⁺ + HOH Û NH₄OH + H⁺ (ионы H⁺ в избытке).

Молекулярное уравнение:

NH₄Cl + H₂O Û NH₄OH + HCl – кислая среда (рН < 7).

Гидролиз солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, например Na₂SO₃:

Na₂SO₃ = 2Na⁺ + SO₃^2-

Гидролизу подвергается анион слабой кислоты SO₃^2-:

1-я ступень: SO₃^2-+HOH Û HSO₃^-+OH^- (ионы OH^- в избытке).

Молекулярное уравнение 1-й ступени:

Na₂SO₃ + H₂O Û NaHSO₃ + NaOH – щелочная среда (рН > 7).

При обычных условиях гидролиз протекает главным образом по первой ступени.

Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, Например (NH₄)₂CO₃, Al₂S₃ и т. д. Гидролиз соли происходит как по катиону, так и по аниону. В этом случае гидролиз соли протекает до конца: в уравнении происходит замена знака «Û» на «=», а рН среды определяется силой кислоты и основания:

NH₄ClO = NH₄⁺ + ClO^-

NH₄⁺ + ClO^- + HOH = NH₄OH + HClO

NH₄ClO + H₂O = NH₄OH + HClO

K (HClO) = 3×10^-8 < K (NH₄OH) = 1,8×10^-5, так как основание является более сильным электролитом, чем кислота. Среда слабощелочная рН > 7.

Совместный гидролиз двух солей Если в растворе одновременно присутствуют ионы, связывающие Н⁺ и ОН^-, то в соответствии с принципом Ле Шателье равновесие смещается в сторону усиления процесса гидролиза. Гидролиз может протекать необратимо с образованием малорастворимого и газообразного веществ.

В качестве примера можно рассмотреть совместный гидролиз следующих солей:

 

Al₂(SO₄)₃ + K₂S + H₂O ®

2Al³⁺ + 3S^2- + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S

Al₂(SO₄)₃ + 3K₂S + 6H₂O = 2Al(OH)₃¯ + 3H₂S­ + 3К₂SO₄,       pH » 7

7. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ

РЕАКЦИИ (ОВР)

Окислительно-восстановительными называются реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Например:

                           +4            -1 +2        0

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O