- •Общая и неорганическая химия
- •Содержание
- •Общие методические указания
- •1. Кислотно-основные свойства веществ
- •1.1. Оксиды
- •Основные оксиды
- •Кислотные оксиды
- •Амфотерные оксиды
- •1.2. Кислоты
- •1.3. Основания
- •Амфотерные гидроксиды
- •1.4. Соли
- •Средние соли
- •Кислые соли
- •Основные соли
- •1.5. Генетическая связь между классами неорганических соединений
- •2. Химическая термодинамика
- •2.1. Энергетика химических процессов
- •2.2. Направление химических реакций
- •3. Химическая кинетика: скорость реакций и методы ее регулирования
- •4. Химическое и фазовые равновесия
- •5. Растворы. Дисперсные системы
- •5.1. Концентрация растворов
- •Пересчет концентраций растворов
- •5.2. Электролитическая диссоциация
- •Диссоциация кислот, оснований, солей
- •Реакции обмена в растворах электролитов Составление ионно-молекулярных уравнений
- •Составление молекулярных уравнений по ионно-молекулярным
- •5.3. Гидролиз солей Ионное произведение воды. Водородный показатель
- •Типы гидролиза солей
- •Влияние различных факторов на гидролиз солей
- •5.4. Произведение растворимости
- •Вычисление произведения растворимости малорастворимого электролита
- •Вычисление концентрации ионов и растворимости малорастворимого электролита в его насыщенном растворе
- •Условия образования осадков
- •6. Периодическая система элементов. Строение атома
- •Периодическая система химических элементов д.И.Менделеева
- •Взаимосвязь электронного строения атома со свойствами простых и сложных веществ. Комплементарность
- •7. Химическая связь. Комплексные соединения
- •Устойчивость комплексных соединений
- •8. Окислительно-восстановительные свойства веществ
- •Порядок составления уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •9. Электрохимические системы
- •9.1. Электродный потенциал. Ряд напряжений. Гальванический элемент
- •9.2. Электролиз. Законы Фарадея
- •Катодные процессы
- •Анодные процессы
- •Законы электролиза
- •9.3. Коррозия металлов
- •Приложение
- •Библиографический список
Пересчет концентраций растворов
Пример 1. Сколько миллилитров раствора серной кислоты с массовой долей 0,96 плотностью 1,84 г/мл потребуется для приготовления 500 мл 0,5н. раствора.
Решение. Молярная масса серной кислоты
M(H2SO4) = 98 г/моль.
Фактор эквивалентности: fэк(H2SO4) = 1/2.
Молярная масса эквивалента: Мэк(H2SO4)=98•1/2=49 г/моль.
Найдем массу серной кислоты, содержащейся в 500 мл 0,5н. раствора:
Найдем массу 96%-го раствора серной кислоты, содержащего m(H2SO4)=12,25 г.
Отсюда
Найдем объем 96%-го раствора серной кислоты массой 12,76 г.
Итак, для приготовления 500 мл 0,5н. раствора серной кислоты потребуется 6,9 мл раствора серной кислоты с массовой долей 0,96.
Пример 2. Плотность 0,5М раствора карбоната натрия 1,05 г/мл. Рассчитайте массовую долю Na2CO3, титр раствора, молярную концентрацию эквивалента и моляльность раствора.
Решение. Принимаем объем раствора 1 л. Молярная концентрация раствора 0,5М Na2CO3. Следовательно, в 1 л раствора содержится 0,5 моль Na2CO3. Найдем все необходимые характеристики для расчета концентраций.
Масса раствора: mp = Vp• ; mp = 1000•1,05 = 1050 г.
Молярная масса: M(Na2CO3) = 106 г/моль.
Фактор эквивалентности: fэк(Na2CO3) = 1/2.
Молярная масса эквивалента:
Мэк(Na2CO3) = M(Na2CO3)• fэк(Na2CO3).
Мэк(Na2CO3) = 106•1/2 = 53 г/моль.
Количество вещества: n(Na2CO3) = 0,5 моль.
Масса вещества:
Количество вещества эквивалента:
Масса растворителя: m(H2O) = mp – m(Na2CO3);
m(H2O) = 1050 – 53 = 997 г = 0,997 кг.
Находим массовую долю растворенного вещества Na2CO3.
Это значит, что в 100 г раствора содержится 5 г Na2CO3. Находим титр раствора:
Это значит, что в 1 мл раствора содержится 0,053 г Na2CO3.
Находим молярную концентрацию эквивалента:
Это значит, что в 1 л раствора содержится 1 моль Na2CO3.
Находим моляльную концентрацию
Это значит, что 0,502 моль Na2CO3 содержится в 1 кг Н2О.
5.2. Электролитическая диссоциация
Распад молекул электролита на ионы под действием полярных молекул растворителя называется электролитической диссоциацией. Вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами.
К ним относятся вода, кислоты, основания и соли. При растворении в воде молекулы электролитов диссоциируют на положительные ионы – катионы и отрицательные – анионы. Процесс электролитической диссоциации обусловлен взаимодействием веществ с водой или другим растворителем, что приводит к образованию гидратированных ионов.
Так, ион водорода образует ион гидроксония:
Н+ + Н2О Н3О+.
Для упрощения ион гидроксония записывают без указания молекул воды, то есть Н+.
NaCl + nH2O Na+(H2O)x + Cl–(H2O)n-x,
или принята запись: NaCl Na+ + Cl–.
Диссоциация кислот, оснований, солей
Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода. Например,
HNO3 H+ + NO3–
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Например сероводородная кислота диссоциирует ступенчато:
H2S H+ + HS– (первая ступень)
HS– H+ + S2– (вторая ступень)
Диссоциация многоосновных кислот протекает, главным образом, по первой ступени. Это объясняется тем, что энергия, которую нужно затратить для отрыва иона от нейтральной молекулы , минимальна и становится больше при диссоциации по каждой следующей ступени.
Основаниями называются электролиты, диссоциирующие в растворе, которые в качестве анионов образуют только гидроксид-ионы. Например,
NaOH Na+ + OH–
Многокислотные основания диссоциируют ступенчато
Mg(OH)2 MgOH+ + OH– (первая ступень)
MgOH+ Mg2+ + OH– (вторая ступень)
Ступенчатая диссоциация кислот и оснований объясняет образование кислых и основных солей.
Существуют электролиты, которые диссоциируют одновременно как основные и как кислотные. Они называются амфотерными.
H+ + RO– ROH R+ + OH–
Амфотерность объясняется малым различием прочности связей R–H и О–Н.
К амфотерным электролитам относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома (III), олова (II, IV), свинца (II, IV) и др.
Диссоциацию амфотерного гидроксида, например Sn(OH)2, можно выразить уравнением:
2H+ + SnO22– Sn(OH)2 Sn2+ + 2OH–
+2H2O основные свойства
2H+ + [Sn(OH)4]2–
кислотные свойства
Солями называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металлов, или комплексные катионы, и анионы кислотных остатков, или комплексные анионы.
Средние соли, растворимые в воде, диссоциируют практически полностью
Al2(SO4)3 2Al3+ + 2SO42–
(NH4)2CO3 2NH4+ + CO32–
Кислые соли диссоциируют ступенчато, например:
NaHCO3 Na+ + HCO3– (первая ступень)
Анионы кислых солей в дальнейшем диссоциируют незначительно:
HCO3– H+ + CO32– (вторая ступень)
Диссоциацию основной соли можно выразить уравнением
CuOHCl CuOH+ + Cl– (первая ступень)
CuOH+ Cu+2 + OH– (вторая ступень)
Катионы основных солей по второй ступени диссоциируют в незначительной степени.
Двойные соли – это электролиты, которые при диссоциации образуют два типа катионов металла. Например
KAl(SO4)2 K+ + Al3+ + 2SO42–.
Комплексные соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются два типа ионов: простой и комплексный. Например:
Na2[Zn(OH)4] 2Na+ + [Zn(OH)4)]2–
Количественной характеристикой электролитической диссоциации является степень диссоциации , равная отношению числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных молекул (N)
Степень диссоциации выражается в долях единицы или процентах.
По степени диссоциации все электролиты делятся на сильные (>30%), слабые (<3%) и средней силы ( - 3-30%).
Сильные электролиты при растворении в воде полностью диссоциируют на ионы. К ним относятся:
Кислоты |
HCl, HBr, HJ, HNO3, H2SO4, HClO3, HClO4, HMnO4, H2SeO4 |
Основания |
NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2 |
Соли |
растворимые в воде (приложение, табл.2) |
Слабые электролиты частично диссоциируют на ионы при растворении в воде. К ним относятся вода, почти все органические кислоты (СН3СООН, HCOOR, H2C2O4 и др.), некоторые минеральные кислоты (HNO2, HCN, H2S, H2SiO3, H2CO3 и др.), гидроксид аммония NH4OH, а также все основания металлов, кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов.