Химия — страница 3

  • Просмотров 4678
  • Скачиваний 519
  • Размер файла 36
    Кб

смысл только для слабого электролита(обр. процесс) Ионные уравнения. В ионн. виде в молекулярной форме записываются: 1. Не электролиты; 2. Слабые электролиты; 3. Из числа сильных электролитов – нерастворимые осадки. Случаи необратимых реакций: 1. Образование осадка AgNO3 +HCl→AgCl+HNO3 Ag⁺+Cl¯→ AgCl↓ - белого цвета 2. Образование сл. элекр. HCl+NaOH→NaCl+H3O H⁺+OH¯→H3O – слабый электролит 3. Образование газа K2CO3 +2HCl→2KCl+CO2 ↑+H3O CO3

¯+2H⁺→ CO2 ↑+H3O КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕИЯ К.с. – сложн. соед. сост. из более простых, способных к самостоятельному сущ. Пример. HgJ2 *2KJ Свёрнутый вид: К2[HgJ4] число легандов – координационное число (к.ч.) Лучшие компл. образователи – ионы d-элементов(эл. побочн. групп), т.к. у них малый радиус Мианды – отрицат. Ионы или нейтральн. молек.: J¯, F¯, Cl¯, NO2¯, OH¯ или H3O , NH4   Амфотерные гидрооксиды. Be(OH)2 , Zn(OH)2 , Pb(OH)2 , Sn(OH)2 , Sn(OH)4 , Cr(OH)3 , Al(OH)3

Доказательсво амфотерности: Основные свойства Кислотные свойства Be(OH)2+2HCl→BeCl2+2H3O Be(OH)2+2H⁺→Be²⁺+2H3O,иливкомпл.в: Be(OH)2+2HCl+2H3O→[Be(H3O) 4]Cl2 Be(OH)2+2H⁺+2H3O→[Be(H3O) 4]²⁺ Be(OH)2+2NaOH→Na2BeO2+2H3O Be(OH)2+2ОНˉ→BeO2²ˉ+2H3O Be(OH)2+2NaOH→Na2[Be(OH)4] Be(OH)2+2ОНˉ→[Be(OH)4]²ˉ Гидролиз солей Г. – взаимодействие ионов соли с ионами воды, в рез. котор. равновес. воды смещается и среда становится кисл. или щелочной. H3O→H⁺+OH¯ К

диссоц.=[Н⁺]*[ОНˉ]/[H3 O] → К диссоц.*[H3O] =[Н⁺]*[ОНˉ]=К H3O=1Е-14 - ионное произведение воды Виды сред. 1. [Н⁺]=[ОНˉ]=1Е-7 нейтралная среда(рН=7); 2. [Н⁺]>[ОНˉ] кислая среда(рН<7); 3. [Н⁺]<[ОНˉ] щелочная(рН>7) рH=-lg[Н⁺] pOH=-lg[ОНˉ] pН+pОН=14 Соли по отношению к гидролизу делятся на 4 группы: 1.Соли образ. сильн. и сл. кисл. 2.Соли обр. сл. осн. и сиьн. кисл. 3.Соли обр. сл. осн. и сл. кисл. (полн. или совместный гидролиз) 4.Соли обр. сильн. осн. и

сильн. кисл. К2S→2K⁺+S²ˉ pH>7 Ступень I. S²ˉ+H⁺OHˉ⇆(HS)ˉ+OHˉ 2K⁺+S²ˉ+HOH⇆(HS)ˉ+OHˉ+2K⁺ К2S+HOH⇆KHS+KOH Ступень II. (HS)ˉ+HOH⇆H3S+OHˉ K⁺ +(HS)ˉ+HOH⇆H3S+OHˉ+K⁺ KHS+HOH⇆H3S+KOH MgCl2→Mg²⁺+2Clˉ pH<7 Ступень I. Mg²⁺+H⁺OHˉ⇆(MgOH)⁺+H⁺ 2Clˉ+ Mg²⁺+HOH⇆(MgOH)⁺+H⁺+2Clˉ MgCl2+HOH⇆MgOHCl+HCl Ступень II. (MgOH)⁺+HOH⇆Mg(OH)2+H⁺ Clˉ+ MgOH⁺+HOH⇆Mg(OH)2+H⁺+Clˉ MgOHCl+HOH⇆Mg(OH)2+HCl MgS→Mg²⁺+S²ˉ pH≈7

Mg²⁺+S²ˉ+2H⁺OHˉ⇆Mg(OH)2+H3S MgCl2+Na2S+2H3O→ Na2SO4→2Na⁺+SO4²ˉ pH=7 Соль гидролизу не подвергается. Глубину гидролиза можно опред. сл. обр.: 1.Степень гидролиза – h – отношен. числа прогидролизовавшихся молекул к общ. числу молекул. Зависит от природы соли, темпер. и концентр. Константа гидролиза К гид.=К H3O/К дис.сл.электролитов h=√(К гид./С соли) 2. Молярн. концентрация(молярность) С м=h/V=m р.в./M р.в.*V 3. Моляльная