Рассмотрим примеры написания некоторых реакций гидролиза солей. Федеральное государственное образовательное Учреждение высшего образования

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Федеральное государственное образовательное Учреждение высшего образования

«Московский государственный университет технологий и управления имени

К.Г. Разумовского (Первый казачий университет)»

Донской казачий государственный институт пищевых технологий и экономики

(филиал) ФГБОУ ВО «МГУТУ имени К.Г.Разумовского (ПКУ)»

Н.П. ВАССЕЛЬ

Методические указания и задания для выполнения самостоятельной работы по неорганической химии

Ростов - на - Дону

Печатается по решению кафедры химии и биологии ДКГИПТиЭ (филиала) МГУТУ в г. Ростове-на-Дону

Протокол № 8 от 22.04.2016г

Перечень заданий для каждого варианта приведен в таблице 1.

Таблица 1

Номер варианта	Номера вопросов

Вассель Н.П.

Неорганическая химия. Методические указания и задания по выполнению самостоятельной работы по неорганической химии. Ростов н/Д: электронная версия, 2016.- 18с.

Методические указания и задания по выполнению самостоятельной работы предназначены для студентов бакалавриата по направлениям подготовки: 19.03.02. 19.03.04, 38.03.07.

Требования к оформлению самостоятельной работы

Работа состоят из 4 заданий. Вариант определяется по последней цифре шифра студенческого билета или зачётной книжки. Например, если последняя цифра шифра 1 то следует выполнять 1-ый вариант заданий, если 0, то – вариант 0.

Самостоятельная работа выполняется в отдельной тетради ясным и разборчивым почерком. Ответ на теоретический вопрос должен быть подробным, однако его объём не должен превышать двух-трех страниц ученической тетради.

Ответы на вопросы надо искать в следующей литературе.

1. Гельфман М. И., Юстратов В. П. Химия. СПб., М., Краснодар, Лань, 2008

2. Вассель Н.П. Неорганическая химия: Учебно-методическое пособие для самоподготовки. Ростов н/Д, 2001.

3. Вассель Н.П. Неорганическая химия. Конспект лекций. Ростов н/Д: электронная версия, 2016.- 28с.

4. Вассель Н.П. Неорганическая химия. Лабораторный практикум. Ростов-на-Дону: электронная версия, 2016. – 46с.

Задания к самостоятельной работе по неорганической химии

Строение атомов элементов

10 . На основании распределения электронов внешнего знергетического уровня по квантовым ячейкам в нормальном и возбужденном состоянии определите возможные валентности атомов указанных элементов углерода, серы.

Химическая связь. ПСЭ и изменение некоторых свойств элементов и их химических соединений

Оределите окислитель и восстановитель в следующей реакции, исходя и положения элемента в ПСЭ.

20. Cl₂ + S + H2O.

Ионные реакции обмена. Гидролиз солей.

30. В какой цвет будет окрашена лакмусовая бумажка в водных растворах хлорида аммония, карбоната калия, нитрата натрия? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения происходящих реакций.

Окислительно-восстановительные (о/в) реакции

40. В реакции между растворами дихромата и йодида калия в сернокислой среде, используемой при определении общего количества ароматических веществ в пищевых продуктах.

Теоретические основы разбора заданий

СТРОЕНИЕ АТОМА

Правило записи электронных формул

1. Порядковый номер элемента равен заряду ядра и числу электронов в электронной оболочке атома элемента.
2. Номер периода, в котором находится элемент, определяет число энергетических уровней в электронной оболочке атома.
3. Номер группы и принадлежность к подгруппе (главная, побочная) определяет число и распределение валентных электронов.

В зависимости от того, на какой энергетический подуровень попадает последний электрон при последовательном возрастании порядкового номера, элементы ПСЭ делятся на 4 электронных семейства: s-, р-, d- и f-элементы (исключением являются d-элементы Zn, Cd, Hg, у которых идет восстановление s-подуровня).
Основная цель электронных формул – возможность предсказания и объяснения на их основе свойств элементов и свойств соединений, которые они образуют.

Пример .Составьте электронные формулы для атома с порядковыми номерами 16

Ответ• Элемент с порядковым номером 16 – это сера, находится в третьем периоде, шестой группе. Следовательно, 16 электронов расположены на трех его энергетических уровнях. Электронная формула для атомов серы:

₁₆S 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴.

Так как последний электрон поступает на р-подуровень, сера – р-элемент.

₁₆S 1s²2s²2p⁶3s²3p_{4 16}S* –3s²3p³3d¹

₁₆S* –3s¹3p³3d²

Химическая связь. ПСЭ и изменение некоторых свойств элементов и их химических соединений

Пример 1.Как и почему изменяются кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства кислот в ряду: НСlO — НСlО₂ — НСlO₃ — НСlO₄?

Ответ:Изменение свойств в ряду кислородных кислот хлора можно выразить схемой:

С увеличением степени окисления хлора устойчивость его кислородных кислот растет, а их окислительная способность уменьшается. Наиболее сильный окислитель – хлорноватистая кислота, наименее сильный – хлорная кислота.
Напротив, сила кислородных кислот хлора возрастает с увеличением его степени окисления. (С позиций теории электролитической диссоциации – легкость отщепления иона водорода.) Из всех гидроксидов хлора самая слабая кислота – хлорноватистая, самая сильная – хлорная. Это объясняется тем, что при возрастании степени окисления элемента (хлора) увеличивается заряд иона, что усиливает его притяжение к иону О^2– и тем самым затрудняет диссоциацию гидроксида по типу основания. Вместе с тем усилится взаимное отталкивание одноименно заряженных ионов– хлора и водорода, что облегчит диссоциацию по кислотному типу. Таким образом, с увеличением степени окисления элемента усиливаются кислотные свойства и ослабевают основные свойства образуемого этим элементом гидроксида.

Ионные реакции обмена

Реакции, протекающие между растворенными в воде веществами за счет обмена составляющих их ионов, называются ионными реакциями обмена.

Такие реакции протекают необратимо, если образуются:
1) осадок или газообразное вещество;
2) малодиссоциированные соединения.

При написании реакций ионного обмена следует составить:

а) молекулярное уравнение, в котором все исходные вещества и продукты реакции записываются в виде молекул.

б) полное ионное уравнение, в котором все молекулы сильных электролитов записываются в виде ионов, а молекулы слабых электролитов (в том числе и Н₂О) и неэлектролитов – в виде молекул.
в) сокращенное ионное уравнение, которое получают из полного ионного уравнения, сокращая, слева и справа, одинаковые частицы.

Продукты реакции ионного обмена образуются за счет электростатического притяжения положительно заряженных частиц одной молекулы и отрицательно заряженных частиц другой.
Рассмотрим примеры написания некоторых реакций ионного обмена.

1. Реакции, протекающие за счет образования малорастворимых веществ:
хлорид меди + фосфат калия

;

Реакция необратима за счет образования не растворимого в воде фосфата меди.

2. Реакции, протекающие за счет образования газообразных веществ:
соляная кислота + гидросульфид бария

Реакция необратима за счет образования газообразного вещества сероводорода.
3. Реакции, протекающие за счет образования слабодиссоциирующих веществ:
а) ацетат натрия + соляная кислота

Реакция необратима за счет образования слабодиссоциирующего вещества – уксусной кислоты.
б) гидроксид алюминия + гидроксид натрия

Растворение осадка гидроксида алюминия происходит в избытке щелочи (за счет амфотерных свойств). Реакция необратима за счет образования слабого электролита – комплексного иона [Al(OH)₄]^–.
По аналогии реакция протекает с гидроксидами сурьмы (III), хрома (III).

Гидролиз солей.

Для правильного ответа на вопросы этой темы необходимо помнить, что:

– Гидролизу подвергаются соли, образованные:

а) слабым основанием, сильной кислотой (рН < 7);

б) слабой кислотой, сильным основанием (рН > 7);

в) слабым основанием, слабой кислотой (рН = 7).

– К сильным основаниям относятся основания, образованные щелочными, щелочноземельными (Ca, Sr, Ba) металлами. К сильным кислотам относятся кислоты с Кд > 10^–1 – 10^–2 (например: H₂SO₄, HNO₃, HCl, HI, HIO₃ и др. ).

– Гидролизу подвергаются только растворимые в воде соли.

– Гидролиз следует рассматривать как реакцию ионного обмена между ионами соли и полярным растворителем – водой (представляющей собой диполь Н+– ОН–).

– В результате гидролиза образуются малодиссоциирующие продукты.

– Гидролиз большинства солей – процесс обратимый. Необратимому гидролизу с образованием осадков и выделением газа подвергаются карбонаты и сульфиды некоторых металлов (Аl3⁺, Сг3₊ и др.).

– Процесс обратимого гидролиза многозарядных ионов протекает в большинстве случаев только по первой ступени из-за накопления в растворе Н⁺ или ОН^–, приводящих к сдвигу равновесия влево.

– В реакциях обратимого гидролиза с одним гидролизующимся ионом – слабым составляющим соли – взаимодействует только одна молекула воды.

Рассмотрим примеры написания некоторых реакций гидролиза солей.

Соли образованные сильным основанием и слабой кислотой, т.е. соли типа KCN, CH₃COONa, Na₂CO₃, K₂CO₃, Na₂S, CaS, Na₂SO₃ и т.п.

KCN + HOH HCN + KOH

CN^-– + HOH HCN + OH^–

Раствор приобретает щелочную реакцию, т.е. pH > 7.

Соли, содержащие многозарядные ионы, гидролизуются по стадиям:

На первой стадии образуется кислая соль:

Na₂CO₃ + HOH NaHCO₃ + NaOH;

CO₃^2- + HOH HCO₃^-+OH^-

На второй стадииобразуются молекулы кислоты:

NaHCO₃ + НOH H₂CO₃ + NaOH;

HCO₃^- + HOH Н₂CO₃ + OH^-

Считают, что при стандартных условиях и умеренном разбавлении раствора гидролиз солей протекает по первой стадии.

Соли образованные слабым основанием и сильной кислотой.Сюда относятся NH₄Cl, NH₄NO₃, ZnCl₂, CuSO₄, Mn(NO₃)₂, AlCl₃ и др. В этом случае в процессе гидролиза главную роль играет катион соли. Анион же последней не связывает водородных ионов воды и практически в реакции гидролиза не участвует

NH₄Cl + HOH NH₄OH + HCl;

NH₄⁺+ HOH NH₄OH + H⁺;

раствор приобретает кислую реакцию, т.е. pH < 7.

Как и в предыдущем случае, соли многозарядных ионов гидролизуются по стадиям.

На первой стадии образуются основная соль:

Mn(NO₃)₂ + HOH MnOHNO₃ + HNO₃;

Mn²⁺ + HOH MnOH⁺ + H⁺ и далее.

На второй стадии образуются молекулы основания:

MnOHNO₃ + HOH Mn(OH)₂ + HNO₃;

MnOH⁺ + HOH Mn(OH)₂ + H⁺.

Как правило, вторая стадия гидролиза незначительна.

Соли образованные слабым основанием и слабой кислотой. Сюда можно отнести такие соли, как NH₄CN, CH₃COONH₄. В этом случае в гидролизе участвуют и катионы, и анионы; они связывают и водородные, и гидроксид-ионы воды, образуя слабые электролиты (слабые кислоты и слабые основания). Соли этого типа полностью разлагаются водой:

NH₄CN + HOH NH₄OH + HCN;

NH₄⁺ + CN^– + HOH NH₄OH + HCN.

Соли многозарядных ионов гидролизуются ступенчато:

Необратимому гидролизу с образованием нерастворимых в воде гидроксидов (или гидроксосолей) и выделением газа подвергаются сульфиды и карбонаты некоторых металлов (Cr³⁺, Al³⁺, Fe³⁺, Co²⁺, Cd²⁺, Zn²⁺, Mn²⁺, Ni²⁺ и др.).

Например:

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S­;

2CdCO₃ + H₂O = (CdOH)₂CO₃↓ + CO₂­;

Cr₂(CO₃)₃ + 3H₂O = 2Cr(OH)₃↓ + 3CO₂­.

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются: NaCl, KJ, Na₂SO₄, Ba(NO₃)₂ и т. д.

Окислительно-восстановительные (о/в) реакции

При решении задач этого раздела необходимо помнить, что:

– Только окислительные свойства проявляют вещества, в которых элемент находится в высшей степени окисления.

– Только восстановительные свойства проявляют вещества, в которых элемент находится в низшей степени окисления.

– Двойственные свойства проявляют вещества, в которых элемент находится в промежуточной степени окисления.

– Для правильного подбора коэффициентов в о/в реакции необходимо составлять баланс, в котором сумма отданных электронов должна быть равна сумме принятых электронов.

– Для реакций, протекающих в водном растворе, необходимо составлять электронно-ионный баланс.

– При составлении электронно-ионного баланса в виде ионов записывают молекулы сильных электролитов (большинство растворимых в воде неорганических солей, сильных кислот и оснований, комплексные соли-электролиты); в виде молекул записывают молекулы слабых электролитов (нерастворимые в воде соли, слабые кислоты и основания), неэлектролиты (молекулы большинства органических соединений, оксиды, комплексные соли-неэлектролиты, газы).

Чтобы составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, необходимо знать, от каких и к каким из участвующих в реакции атомов, молекул или ионов переходят электроны, т.е. определить окислитель и восстановитель

Пример. Расставить коэффициенты в уравнении реакции:
KMnO₄ + H₂S + H₂SO₄ → MnSO₄ + S + K₂SO₄ + H₂O.

• Пишем схему реакции и проставляем степени окисления элементов.

• Видно, что степень окисления изменилась у марганца и серы: марганец был +7, стал +2, сера была –2, стала 0.

• Отражаем эти изменения степени окисления в электронных уравнениях и определяем элемент-окислитель и элемент-восстановитель:

K₂S – восстановитель, KMnO₄ – окислитель.

Слева от электронных уравнений проводим вертикальную черту и проставляем коэффициенты, соответствующие числу электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем. Множители перед вертикальной чертой «5» и «2» и есть основные коэффициенты перед окислителем и восстановителем.

• Переносим найденные основные коэффициенты при восстановителе и окислителе в заданную схему реакции:

• Находим коэффициенты при других реагирующих веществах в следующем порядке: металлы, кислотные остатки (или неметаллы), водород, кислород.

• Правильность подбора коэффициентов проверяем равенством атомов кислорода в обеих частях уравнения:

2KMnO₄ + 5H₂S + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5S + K₂SO₄ + 8H₂O.