Химия растворов

• 1 слайд

  Московская государственная академия тонкой химической технологии им. М.В. Ломоносова
  ВСПОМОГАТЕЛЬНЫЕ СХЕМЫ ПО НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ
  Сорокина О.В.
  Утверждено библиотечным Советом МИТХТ им. М.В. Ломоносова
  
  Московская Государственная академия тонкой химической технологии им. М.В. Ломоносова (МИТХТ), 2006 г.
  ХИМИЯ РАСТВОРОВ
  

• 2 слайд

  Растворы
  Растворы – однородные системы переменного состава.
  Дисперсные системы
  Взвеси
  r>100нм
  Коллоидные
  растворы
  1<r<100нм
  Истинные
  Растворы
  < 1нм (10-9м)
  В зависимости от размера частиц различают:
  ΔHm=ΔHразрушен.хим.связи +ΔНгидр.(сольватации)
  Образования новых связей
  
  ΔGm =ΔHm -TΔSm
  Энтальпия растворения
  0
  0
  

• 3 слайд

  Растворы
  в результате:
  ΔНразр.св.< ΔHгидрат. ; ΔHm<0
  NaOH, CaSO4
  экзо: H2SO4
  1.
  2.
  ΔHразр.св. ~ ΔHгидрат.
  ΔHm ~ 0
  редко: NaCl, LiF, NiF2
  3.
  ΔHразр.св. > ΔHгидрат.
  ΔHm > 0;
  эндо: наиболее частый случай
  

• 4 слайд

  Растворитель. Растворенное вещество
  моль/л (М)
  моль/л (N)
  моль/кг
  (б.р.,%)
  Состав растворов
  

• 5 слайд

  Состав растворов
  (б.р.,%)
  (г/л; г/мл)
  (моль/л);
  Молярность р-ра (М)
  (ρ(Р) в г/л)
  kst = mB, растворяющаяся в 100г Н2О
  С образованием насыщенного раствора
  при t0C
  
  моляльность
  (моль/л), нормальность(н., N)
  мольная доля для газов совпад. с объемной долей
  

• 6 слайд

  Растворимость
  CaSO4
  H2O
  T = const
  CaSO4(P) CaSO4(T)
  [Ca2+(P)+SO42-(P)]
  

• 7 слайд

  Растворимость
  Насыщенным назыв. раствор, находящийся в подвижном гетерогенном равновесии с растворяемым веществом.
  B(T)B(р);B(г)В(р)
  Растворимость – это концентрация вещества в его насыщенном растворе (Свнасыщ)=[B]
  при данной температуре.
  Растворы: разбавленныеСв ≤ 0,1 моль/л
  концентрированныеСв > 0,1 моль/л
  ненасыщенныеСB<[B]
  пересыщенные CB>[B]гомогенные
  

• 8 слайд

  Кривая растворимости (политерма)
  

• 9 слайд

  I. Из ненасыщенного р-ра → в пересыщен. р-р
  
  1) Т↓ (а → f)
  
  2) испарение растворителя (а → К)
  II. Из ненасыщенного → в насыщенный
  1)Т↓ (а → d)
  2) добавление растворенного вещества (а → В)
  3) или испарение растворителя
  III. Из пересыщенного→ в насыщенный
  1) добавл. р-ренного вещества
  2) Различные механические воздействия
  с →с/
  f →f/
  IV. Из насыщенного→ в ненасыщенный
  1) удалить кристаллы р-ренного вещества
  2) затем добавить растворитель
  

• 10 слайд

  0° 10° 20° 30° 40º 50° 50° 700 80° 90° 100С
  

• 11 слайд

  Кривая растворимости (политерма)
  ∆H0см. = ∆H0разр. крист. реш.+ ∆H0гидр. ионов
  ∆H0разр. < ∆H0гидр.
  ∆H0см. < 0
  (экзотерм.)
  [B]
  ∆H0см. < 0 (экзо)
  газы,
  NaOH,
  Li2CO3
  T
  I. Из ненасыщенного р-ра → в пересыщен. р-р- повышать Т
  
  
  II. Из ненасыщенного →
  в насыщенный- повышать Т
  

• 12 слайд

  Кривая растворимости (политерма)
  ∆H0см. = ∆H0разр. крист. реш.+ ∆H0гидр. ионов
  ∆H0разр. > ∆H0гидр.
  ∆H0см. > 0
  (эндотерм.)
  [B]
  ∆H0см. > 0
  KNO3
  эндо
  T
  

• 13 слайд

  ∆H0разр. ~ ∆H0гидр.
  ∆H0см. ~ 0
  Кривая растворимости (политерма)
  ∆H0см. = ∆H0разр. крист. реш.+ ∆H0гидр. ионов
  [B]
  KCl
  NaCl
  T
  

• 14 слайд

  Насыщенные растворы
  СO2 (г) CO2(р)+Q
  Т↑ ←; T↓ →
  P↑ →; P↓ ←
  
  В насыщенном растворе
  k0° =0,24
  k25° =0,14
  k50° =0,08
  

• 15 слайд

  Насыщенные растворы
  сахар(т)сахар(р)-Q
  эндо ∆Hm > 0
  T↑ →; T↓ ←
  P↑ или P↓ ≠
  k0° = 0,24
  k25° = 0,41
  k50° = 0,83
  K100 = 4,87
  

• 16 слайд

  Электролитическая диссоциация
  Сванте Август Аррениус
  (1859-1927)
  Шведский физико-химик, член Королевской шведской Академии Наук (с 1901). Родился в имении Вейк (близ Упсалы). Окончил Упсальский университет (1878). В 1881–1883 совершенствовал образование в Физическом институте Королевской шведской Академии Наук в Стокгольме. Основные работы посвящены учению о растворах и кинетике химических реакций. На основании своих исследований высказал идею об электролитической диссоциации. Впервые объяснил сущность температурной зависимости скорости реакций. Ввел понятие энергии активации ΔE и вывел уравнение зависимости скорости реакции от фактора частоты столкновения молекул A, температуры и ΔE, ставшее одним из основных в химической кинетике (уравнение Аррениуса). Нобелевская премия (1903).
  

• 17 слайд

  1. По отношению к электрическому току вещества бывают:
  проводящие электрический ток (электролиты)
  не проводящие электрический ток (неэлектролиты)
  Основные положения учения Арениуса:
  2.По степени электролитической диссоциации
  электролиты:
  д ≈ 1 – сильные
  0 < αд< 1 - слабые
  
  д = 0 – неэлектролиты
  АВ(р) А+(р) + В-(р)
  3.Константа диссоциации электрол.
  Кдисс > 10-1-сильный электролит
  остальные – слабые
  Электролитическая диссоциация
  

• 18 слайд

  Электролитическая диссоциация
  Степень диссоциации – отношение числа диссоциированных молекул к общему числу растворенных молекул
  = f(T, C);Kдис = f(T)
  AB(p) A+(p) + B-(p)
  исх.С0 0 0
  дисс. αС0 αС0
  [ ](C0- αС0) αС0
  αС0
  αС0
  C0(1- α)
  

• 19 слайд

  Электролитическая диссоциация
  закон разбавления Оствальда
  если α<<1, (1- α)~1
  тогда Кдисс.~ α2С0;
  (Kдисс ≤ 10-3)
  1. T↑ →;д↑
  T↓ ←;д↓
  2. Р≠
  САВ↑→; αд↓
  САВ↓←; αд↑
  СА+, СВ-↑← ; αд↓
  СА+, СВ- ↓→; αд↑
  AB(p) A+(p) + B-(p)
  

• 20 слайд

  SO3+H2O = H2SO4
  Na2O+H2O = 2NaOH
  Электролитическая диссоциация
  1
  C6H12O6(T) = C6H12O6(p-p)
  H2O
  глюкоза неэлектролит
  2
  Na2SO4 = 2Na+ + SO42-
  H2O
  3
  (α=100%) электролит сильный
  HgCl2HgCl+ + Cl-
  (α<100%) электролит слабый
  4
  Если αдисс. =1(100%) – электролит сильный
  0< αдисс.< 1 – электролит слабый
  αдисс. =0 - неэлектролит
  

• 21 слайд

  Слабые электролиты
  Гидроксиды:
  NH3.H2ONH4++OH-
  Be(OH)2BeOH++OH-
  Fe(OH)2FeOH++OH-
  Zn(OH)2ZnOH++OH-
  Zn(OH)+Zn2++OH-
  и гидроксокомплексы
  [Al(OH)4]- Al(OH)3+OH-
  [Be(OH)4]2- [Be(OH)3]-+OH-
  [Be(OH)3]- Be(OH)2+OH-
  [Zn(OH)4]2- [Zn(OH)3]-+OH-
  [Zn(OH)3]- Zn(OH)2+OH-
  

• 22 слайд

  B = N2, O2
  CO, CH4
  B(г) В(р)
  Слабые электролиты
  ΔH0см. = ΔH0разр.+ ΔH0гидрат.(сольватации)
  > 0
  < 0
  для газов ΔH0разр. ~ 0
  ΔH0см. ~ ΔH0гидр. < 0
  (экзо)
  

• 23 слайд

  Сильные электролиты
  Na2SO4(тв) =
  2Na+(p) + SO42-(p)
  ΔH0см. = ΔH0разр.крист.реш+ ΔH0гидрат.ионов
  > 0
  < 0
  

• 24 слайд

  Произведение растворимости
  Произведение растворимости (ПР) - произведение равновесных концентраций ионов сильных малорастворимых электролитов в их насыщенном растворе в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.
  BaSO4(T)Ba2+(p) + SO42-(p)
  гетерогенное равновесие, фазовое равновесие
  Кс = [Ba2+][SO42-] = ПРBaSO4
  ПР BaSO4 = ƒ(T)
  Дано:
  ПР BaSO4 ~ 1,8∙10-10
  [Ba2+] - ?
  [SO42-] - ?
  LBaSO4 - ?
  [Ba2+]=[SO42-]
  [Ba2+]2= ПР BaSO4
  [Ba2+]=[SO42-]=
  

• 25 слайд

  Произведение растворимости
  [S2-]1∙10-188∙10-18 9∙10-13моль/л
  CuSAg2SSb2S3
  ПР 10-36 10-52 10-60
  СuS(T) Cu2+(p)+S2-(p)
  ПРCuS=[Cu2+][S2-]=L2
  [S2-]=L=
  =10-18 моль/л
  Ag2S(T)2Ag+(p)+S2-(p)
  ПРAg2S=4L3; [S2-]=L=
  Sb2S3(T)2Sb3+(p)+3S2-(p)
  L2L 3L
  ПРSb2S3=[Sb3+]2[S2-]3=(2L)2(3L)3=108L5;
  
  [S2-]=
  
  

• 26 слайд

  Произведение растворимости
  S2-
  Ag2CO3Ag2S
  CO32-
  ПРВ 10-13 10-52
  С2Аg+.CS2-≥ПРAg2S
  Ag2CO3(T)2Ag+(p)+CO32-(p)
  4L2.L=ПРAg2CO3=4L3
  
  L Ag2CO3=
  САg+= 2L ≈ 6.10-5моль/л
  
  С S2- ≥
  С2Ag+.C ≥ ПР =10-13
  Аg2S(T)2Ag+(p)+S2-(p)
  4L2.L=ПРAg2S=4L3;
  
  L=
  
  CAg+=2L=1.6.10-17
  
  СО32-
  C ≥
  СО32-
  Ag2СО3
  

• 27 слайд

  Смещение ионных равновесий малорастворимых веществ
  PbCl2(T) Pb2+(p)+2Cl-(p)
  ПРPbCl2=1,7.10-5(250C)
  [Pb2+][Cl-]2=1,7.10-5(250C)
  

• 28 слайд

  Влияние одноименных ионов
  1.)
  NaCl = Na+(p) + Cl-(p)
  CCl-; CPb2+L =[Pb2+]’
  Новое равновесие
  ([Pb2+]’)([Cl-]’)∙2 = ПР
  PbCl2
  Pb(NO3)2=Pb2+(p) + 2NO3-(p)
  CPb2+; CCl- L =1/2[Cl-]’
  PbCl2(T) Pb2+(p) + 2Cl-(p)
  

• 29 слайд

  PbCl2(T) Pb2+(p) + 2Cl-(p)
  Влияние одноименных ионов
  2.)
  Введем S2- - ионы (Na2S)
  ПРPbS=8,7.10-29
  Pb2++ S2- PbS(T)
  осадок PbCl2 растворяется, переходя в тв. PbS
  С Pb2+ ; равнов.
  (растворение PbCl2)
  добавим р-р
  NaNO3=Na+(p) + NO3-(p)
  исходное равновесие не смещается
  Т ,смещ. , т.к. ПР
  

• 30 слайд

  Условие выпадения осадка
  nAm+(p) + mBn-(p) AnBm(T)
  Cn(Am+)∙ Cm(Bn-) > ПРAnBm (↓)
  Ca(NO3)2 = Ca2+(p) + 2NO3-(p)
  Na2CO3 = 2Na+(p) + CО32-(p)
  C0Ca(NO3)2 = 0.1 моль/л
  С0Na2CO3 = 1∙10-5 моль/л
  V1=V2Ca2+(p)+CO32-(p)CaCO3(T)
  ПР CaCO3 = 4,4∙10-9
  > ПР, → вып. осадок
  

• 31 слайд

  Условие выпадения осадка
  Ag2SO4↓ = ?
  a) C Ag+ = 10-2 моль/л
  C SO42- = 10-3 моль/л
  б) CAg+ = 10-2 моль/л
  CSO42- = 10-1 моль/л
  ПРAg2SO4 = 1,2∙10-6
  Ag2SO4(T) 2Ag+(p) + SO42-(p)
  
  ПР = [Ag+]2.[SO42-] = 10-6
  а) С2 ∙C = (10 - 2)2∙10-3=
  = 10-7 < ПР
  Ag+
  SO42-
  б) С2 ∙C = (10 - 2)2∙10-1=
  = 10-5 ≥ ПР
  Ag+
  SO42-
  Ag2SO4 ↓
  

• 32 слайд

  Предсказать возможные направления превращений
  BaCrO4 SrCrO4(T) CaCrO4(T)
  +Sr2+
  +Ca2+
  +Ba2+
  +Sr2+
  ???
  ПР 1,1∙10-10 2,7∙10-5
  (ks=13,2 г/100гН2О)
  

• 33 слайд

  Электролитическая диссоциация
  Идеальные растворы – растворы, образованные данным веществом, находящимся в одном и том же с раствором агрегатном состоянии, без изменения объема и без изменения энтальпии в процессе растворения
  ∆Vm = 0; ∆Hm = 0;
  степень диссоциации – отношение числа диссоциированных молекул к общему числу растворенных молекул:
  Произведение растворимости – произведение равновесных концентраций ионов малорастворимых электролитов в их насыщенном растворе.
  

• 34 слайд

  Протолитические равновесия
  Кислота – источник (донор) протонов
  Основание – приемник (акцептор) протонов
  Протолиз – перенос протонов от одной частицы к другой в растворе (перенос протонов между частицами растворителя и растворенного вещества).
  Сравните с определениями кислоты и основания по Аррениусу
  
  

• 35 слайд

  Протолитические (кислотно-основные) равновесия
  HA + L HL++A-
  H+
  кт1
  ос2
  ос1
  кт2
  ;
  HA
  A-
  HL+
  L
  HCN + H2O СN- + H3O+
  H+
  H+
  H+
  ;
  HCN
  СN-
  H2O
  H3O+
  кт1
  ос2
  ос1
  кт2
  NH3.H2O + H2O NH4+.H2O + OH-
  H+
  H+
  ;
  NH4+
  NH3
  H2O
  OH-
  

• 36 слайд

  H2O + H2O OH- + H3O+
  H+
  H+
  кт1
  ос2
  ос1
  кт2
  Протолитические (кислотно-основные) равновесия
  ;
  H2O
  OH-
  H2O
  H3O+
  Автопротолиз, не только в воде, но в любых чистых протонсодержащих растворителях. Амфолиты-вещества, способные и отдавать, и принимать протоны .
  HNO3 + HNO3NO3- + H2NO3+
  H+
  H+
  кт1
  ос2
  ос1
  кт2
  катион нитрония
  ониевые катионы (H+∙H2O) (H+∙NH3)
  катионы: оксония аммония
  нитрат-ион
  

• 37 слайд

  Протолитические (кислотно-основные) равновесия
  C2H5OH + C2H5OH C2H5O- + C2H5OH2+
  H+
  H+
  кт1
  ос2
  ос1
  кт2
  константа автопротолиза :
  ионное произведение растворителя (этанола)
  

• 38 слайд

  Протолитические (кислотно-основные) равновесия
  H2O + H2O OH- + H3O+
  H+
  H+
  ионное произведение воды
  Кв
  t, 0C
  10-14
  25
  Кв
  t, 0C
  10-12
  80
  [H3O+] = [OH-] = ~10-6
  

• 39 слайд

  Водородный показатель pH
  pH = -lg[H3O+]
  pOH = -lg[OH-]
  pH= 1 ÷ 13
  т.к. KB = [H3O+][OH-] = 1∙10-14(250С)
  В чистой воде:
  [H3O+] = [OH-] = 10-7 моль/л
  pH=7; pOH=7
  

• 40 слайд

  Водородный показатель pH
  Кислые растворы:
  [H3O+] > 10-7 : 10-6 ÷ 10-1 моль/л
  pH = 1 ÷ 7
  Если [H3O+] > 10-1, то КВ ≠10-14 ≠ соnst
  pH = 0 и меньше – нет смысла
  Щелочные растворы:
  pH = 7 ÷ 13
  [H3O+] < 10-7 ÷ 10-8÷10-13 моль/л
  [OH-] >10-710-5 ÷ 10-1;pH = 7÷13
  Если [OH-] > 10-1 моль/л, KB ≠ const
  pH = 14 и больше – нет смысла
  

• 41 слайд

  Окраска индикаторов
  

• 42 слайд

  Протолитические (кислотно-основные) равновесия
  H2O + H2O OH- + H3O+
  H3O+
  KB=[H3O+][OH-]
  [H3O+] > 10-7
  [OH-] < 10-7
  Сильные кислоты
  HCl(p)H2O=H+(p)+Cl-(p)
  H2SO4(p) H2O= 2H+(p)+SO42-(p)
  

• 43 слайд

  Водородный показатель pH
  Правило Полинга
  HnЭOm
  
  (m-n) ≥ 2кислота сильная
  HClO4, HNO3…
  (m-n) = 1кислота слабая
  H3PO4,HNO2
  m ≤ nкислота очень слабая
  B(OH)3
  Американский ученый. Внес большой вклад в исследование природы химической связи, разработал метод валентных связей, теорию резонанса. В 1954г. За «исследование природы химической связи» получил Нобелевскую премию. В 1962г. Нобелевская премия мира.
  Лайнус Полинг (1901 - 1994)
  

• 44 слайд

  Водородный показатель pH
  I.
  Сильные кислоты
  HCl + H2O = Cl- + H3O+
  H+
  Дано:
  pH = ?
  C0HCl = 0,1моль/л
  
  [H3O+] - ?
  pH = -lg[H3O+] =
  = -lgC0HCl= -lg1∙10-1 = 1
  
  [H3O+] = С0HCl = 0,1моль/д
  

• 45 слайд

  Кислоты
  H2SO4 + 2H2O = SO42- + 2H3O+
  2H+
  [H3O+] = 2C0H2SO4
  pH = -lg[H3O+] = -lg2C0H2SO4
  HSO4- + H2O = SO42- + H3O+
  H+
  pH = -lg[H3O+] = -lgC0HSO4-
  

• 46 слайд

  Протолитические (кислотно-основные) равновесия
  HA + H2O A- + H3O+
  H+
  H+
  Для слабых кислот НА
  ; Кк -
  константа кислотности
  т.к. [A-] = [H3O+];
  [HA] = C0 - αC0 ~ C0HA для α<<1
  при Кк < 10-3
  если Кк > 10-3
  α- степень протолиза
  

• 47 слайд

  Кислоты
  H3PO4 + H2OH2PO4- + H3O+
  H+
  H+
  Кк = 7,5∙10-3
  H2PO4- + H2OHPO42- + H3O+
  H+
  H+
  HPO42- + H2OPO43- + H3O+
  H+
  H+
  Кк = 6,3∙10-8
  Кк = 2,∙10-13
  α1 >> α2 >> α3
  

• 48 слайд

  Кислоты
  [Al(H2O)6]3+ + H2O [Al(H2O)5(OH)]2+ + H3O+
  ..
  H+
  H+
  (Al∙H2O)3+ + H2O (AlOH)2+ + H3O+
  H+
  H+
  Кк = 7,3∙10-6
  

• 49 слайд

  Основания
  NaOH = Na+ + OH-
  
  pOH = -lg[OH-] =-lgC0NaOH
  
  pH = 14 – pOH = 14 + lgC0NaOH
  Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH-
  
  pOH = -lg2C0Ba(OH)2
  

• 50 слайд

  H2O+NH3∙H2O OH-+ (NH4∙H2O)+
  H+
  H+
  Основания
  Ко=
  [OH-]=
  pOH=-lg[OH-] = -lg
  

• 51 слайд

  HPO42- + H2O PO43- +H3O +
  H+
  H+
  Амфолиты
  Ко(1) =
  pOH = -lg
  pH = - lg
  
  Kк (HPO42-/PO43-)=2,2 ·10-13
  HPO42- + H2O H2PO4- + OH-
  > Kк(2)
  H+
  H+
  (1)
  (2)
  (Ко)
  (Кк)
  

• 52 слайд

  Шкала кислотности
  

• 53 слайд

  Протолитические (кислотно-основные) равновесия
  Рост степени протолиза анионов
  (ряд основности)
  F- < NO2- < HCO3- < SO32- < HPO42- < CN- < CO32- < PO43- < S2-
  α = 1 ÷ 2%
  α = 80 - 90 %
  Рост степени протолиза катионов
  (ряд кислотности)
  α = 1 ÷ 2%
  α = 30 %
  Mg2+ < NH4+ < Zn2+ < Cu2+ < Fe2+ <Al3+ < Cr3+ < Fe3+
  Увеличение констант основности
  Увеличение констант кислотности
  

• 54 слайд

  Протолитические (кислотно-основные) равновесия
  αHA при разбавлении
  HCN + H2OCN -+ H3O+
  H+
  H+
  Кк HCN = 4,9∙10-10
  H2O + H2O OH-+H3O+
  H+
  H+
  Кк (1-α) = α2С0 + 10-7 α
  Кк = α2С0 + α(10-7+Кк)
  если Кк > 10-7 lim α=1
  если Кк < 10-7 lim α≠1
  

• 55 слайд

  Протолитические (кислотно-основные) равновесия
  Для слабых оснований А-
  A- + H2O HA + OH-
  H+
  H+
  константа основности
  т.к. [HA] = [OH-], a[A-] = C0-αC0 ≈ C0A- для α<<1
  

• 56 слайд

  СH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+
  H+
  H+
  Протолитические (кислотно-основные) равновесия
  Дано:
  С0 СH3COOH = 10-1моль/л
  [CH3COO-] - ?
  αСH3COOH = ?
  Кк СH3COOH = 1,75∙10-5 (250С)
  pH = -lg[H3O+]
  pH=-lg
  [H3O+]=[CH3COO-]=
  αСH3COOH=
  pH=-lg
  

• 57 слайд

  Водородный показатель pH
  H2O + H2O OH- + H3O+
  

• 58 слайд

  Протолитические (кислотно-основные) равновесия
  7
  pH > 7
  pH < 7
  A- + H2O HA + OH-
  H+
  H+
  HA + H2O A- + H3O+
  H+
  H+
  1. HNO3 + H2O = NO3- + H3O+
  2. HNO2- + H2ONO2- + H3O+
  H+
  H+
  H+
  pH2 = -1/2 lgКк-1/2 lgСHNO2
  pH1= -lgC HNO3
  

• 59 слайд

  Протолитические (кислотно-основные) равновесия
  71 2 3 4 5 6-lgCкт
  
  
  
  HNO2
  HNO3
  
  pH<7
  2
  0
  

• 60 слайд

  Растворы
  Сольволиз – хим. реакция вещества с протонсодержащим растворителем, приводящая к изменению концентрации ионов растворителя
  Гидролиз – хим. реакция между бинарным соединением или солью с водой, приводящая к изменению концентрации ОН- и Н3О+ - ионов (изменение рН раствора)
  

• 61 слайд

  Растворы
  13
  pH
  
  A-+H2O HA + OH-
  7
  областьразбавленных
  растворов
  
  
  HA+H2O H3O+ + A-
  C0≈10-1
  
  (250C)
  C0A- или С0НА
  1
  

• 62 слайд

  Сольволиз и гидролиз
  I.
  необратимый
  галогениды неметаллов SiCl4, NF3, PBr5, PCl3O и металлов d-элементов TiCl4, WCl6 (в высоких степенях окисления)
  А)
  SiCl4(ж) + 4H2O = H4SiO4(T) + 4HCl
  H+
  δ+ δ-
  (SiO2∙nH2O)
  HCl + H2O = Cl- + H3O+
  H+
  H4SiO4(T) + H2O H3SiO4- + H3O+
  H+
  pH << 7
  

• 63 слайд

  Сольволиз и гидролиз
  карбиды, фосфиды и нитриды s- элементов
  CaC2, Li3N, Mg3N2, Mg3P2
  Б)
  Mg3N2+8H2O = 2NH3.H2O+3Mg(OH)2↓
  δ+ δ-
  Mg(OH)2(T)Mg2+ + 2OH-
  NH3∙H2O + H2ONH4+∙H2O + OH-
  H+
  H+
  

• 64 слайд

  Сольволиз и гидролиз
  Mg3P2+6H2O = 2PH3↑ +3Mg(OH)2(T)
  Mg(OH)2(T)Mg2+(p)+2OH-(p)
  x/2
  x
  [Mg2+][OH-]2 ≈ 10-12 =ПР Mg(OH)2
  x/2
  x
  ПР Mg(OH)2 ≈ 10-12
  [OH-]=
  pOH = -lg[OH-] = -lg10-4 = 4
  pH = 14 – pOH = 14 – 4 = 10
  

• 65 слайд

  Сольволиз и гидролиз
  В)
  некоторые соли: Al2S3, Al2(CO3)3 и т.д.
  2Al + 3S = Al2S3
  Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑
  

• 66 слайд

  Сольволиз и гидролиз
  Г)
  гидролиз солей, образующих при диссоциации катионные кислоты
  Катионные кислоты: NH4+, [Al(H2O)6]3+, [Cu(H2O)4]2+, [Mg(H2O)6]2+, [Be(H2O)4]2+ и т.д.
  Al3+∙H2O + H2OAlOH2+ + H3O+
  H+
  H+
  дон-акц.
  связь
  Кк = ~1∙10-5
  Al3+
  + H2O
  

• 67 слайд

  Сольволиз и гидролиз
  NH4Cl = NH4+(p) + Cl-(p)
  Cl- + H2O ≠
  NH4+(p)+ 2H2O NH3.H2O + H3O+
  H+
  H+
  pH < 7
  Кк NH4+ = 5,75∙10-10
  Be(NO3) 2 + H2O = Be2+∙H2O + 2NO3-
  NO3- + H2O ≠
  Be2+.H2O + H2O BeOH++H3O+
  H+
  H+
  pH < 7
  

• 68 слайд

  Сольволиз и гидролиз
  II.
  обратимый
  KNO2 = K+(p) + NO2-(p)
  K+(p) + H2O ≠
  H2O + NO2- OH- + HNO2;
  H+
  H+
  

• 69 слайд

  Сольволиз и гидролиз
  NaCl = Na+(p) + Cl-(p)
  
  Na+(p) + H2O ≠
  
  Cl-(p) + H2O ≠
  
  pH=7(250C)
  α гидр. = 0
  α прот. =0
  

• 70 слайд

  Сольволиз и гидролиз
  II.
  гидролиз солей, которые при диссоциации образуют ионы-амфолиты (которые могут проявлять свойства и кислот и оснований)
  Амфолит – это любая частица, способная проявлять свойства кислоты и основания.
  HS-, HCO3-, H2PO4-, HPO42-…
  

• 71 слайд

  Сольволиз и гидролиз
  NaHCO3 = Na+(p) + HCO3-
  HCO3- + H2O CO32- + H3O+;
  H+
  H+
  HCO3- + H2O H2CO3 + OH-;
  H+
  H+
  I
  II
  KK = 5∙10-11
  Ko=
  
  Чем больше Кк(0), тем больше α!
  т.к. КоII > KкI, то гл. образом происходит процесс
  

• 72 слайд

  a) [NH4+] = [OH-] = ?
  CoNH3∙H2O = 0,025M
  б) [NH4+] = ?
  C0 NH4NO3 = 0,025M
  NH3∙H2O + H2O NH4+ + OH- + H2O
  Сольволиз и гидролиз
  H+
  H+
  Ko=
  
  a)
  [NH4+] = [OH-] =
  =
  =
  NH4NO3H2O = NH4+ + NO3-
  C0 → C0 [NH4+] = C0 = 0,025 моль/л
  б)
  

• 73 слайд

  Сольволиз и гидролиз
  V/p = ?
  
  ω/HCl = 26,2% = 0,262
  
  ρ/p= 1.13г/мл
  
  Vдоб.H2O = 0,025л.= 25 мл.
  
  ω// = 10% = 0,1
  m/HCl = m//HCl
  ω/=
  
  ω//=
  
  V/p ∙ ρ/p ∙ ω/ = ω// (V/p∙ρ/p + V H2O. ρH2O)
  V/p=