Механизм гидролиза по аниону.

1. Анионы, обладающие высоким поляризующим действием: сульфид, карбонат, ацетат, сульфит, фосфат, цианид, силикат – анионы слабых кислот. У них вакантной орбитали нет, работает избыточный отицательный заряд.

Анион, обладающий хорошо выраженной донорной способностью. Донор вызывает поляризацию гидратной оболочки. Результат поляризации – изменение рН > 7 (щелочная)

2. Анионы, не способные поляризовать гидртную оболочку (водородная связь не превращается в ковалентную, отрыва иона Н⁺ не наблюдается). Это слабые доноры электронной пары, поэтому взаимодействия между молекулами воды и анионом не будет. Это анионы сильных кислот: хлорид, бромид, сульфат, нитрат, перхлорат. рН вменятся не будет.

Количественной характеристикой гидролиза является степень гидролиза и константа гидролиза.

1. Гидролиз обратим, существует равновесие. Для любой равновесной системы справедлив ЗДМ, по которому можно определить Кр.

Произведение Кр и концентрации воды – есть К_{гидролиза}.

2. Степень гидролиза (h) – отношение количества соли, подвергшиеся гидролизу, к общему количеству растворенной соли. Она изменяется, не табличная величина.

(81)

Связь между константой гидролиза и степенью гидролиза выражаются соотношением:

(82)

Из формулы видно, что степень гидролиза увеличивается при разбавлении раствора, она также увеличивается при повышении температуры.

Примеры гидролиза:

1. Кат и Ан не поляризуют гидратную оболочку (Соль сильной кислоты и сильной щелочи).

NaCl + HOH = NaOH + HCl

Na⁺ + Cl^- + HOH = Na⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^-

HOH = OH^- + H⁺ (смещение равновесия ←)

Вывод: гидролиз не протекает, рН не меняется (рН=7).

2. Кат не поляризует гидратную оболочку, а Ан обладает поляризующим действием (Соль слабой кислоты и сильной щелочи).

CH₃COONa + HOH = CH₃COOH + NaOH

CH₃COO^- + HOH + Na⁺ = CH₃COOH + OH^- + Na⁺

CH₃COO^- + HOH = CH₃COOH + OH^-

Тогда: (83)

(84)

Гидролиз многозарядных ионов протекает ступенчато

CO₃^2- + HOH ↔ HCO₃^- + OH^- 1-я ступень

HCO₃^- + HOH ↔ CO₂∙H₂O + OH^- 2-я ступень практически не протекает.

В выражение константы гидролиза подставляется константа ионизации той стадии, на которой получен гидролизующийся ион.

Чем меньше константа ионизации, тем больше константа гидролиза. Чем слабее образующееся кислота, тем полнее протекает гидролиз.

Вывод: протекает обратимый гидролиз (по аниону), рН меняется, рН>7 (щелочная).

3. Ан не поляризует гидратную оболочку, а Кат обладает поляризующим действием (Соль сильной кислоты и слабого основания).

AlСl₃ + HOH ↔ AlOHCl₂ + HCl 1-я ступень гидролиза

Al³⁺ + HOH + 3Cl^- = AlOH²⁺ + 2Cl^- + H⁺ + Cl^-

Al³⁺ + HOH = AlOH²⁺ + H⁺

2-я и 3-я ступень практически не протекают вследствие обратимости процесса.

(85)

(86)

Вывод: протекает обратимый гидролиз (по катиону), рН меняется, рН<7 (кислая).

4. Ан и Кат поляризуют гидратную оболочку (обладают поляризующим действием) (Соль слабой кислоты и слабого основания).

Al₂(CO₃)₃ + 6HOH → 2Al(OH)₃↓ + 3H₂CO₃

2Al³⁺ + 3CO₃^2- + 6HOH → 2Al(OH)₃↓ + 3CO₂↑ + 3HOH

(87)

(88)

Вывод: гидролиз необратим, протекает ступенчато, полностью. рН ≈ 7.

При одновременном гидролизе катиона и аниона рН определяется более сильным электролитом – с большей К_д и меньшим рК:

CH₃COONH₄ + HOH → NH₃·H₂O + CH₃COOH

K_b=1,8·10^-5 К_a=1,86·10^-5 => рН ≈ 7

(NH₄)₂S + HOH → NH₃·H₂O + H₂S

K_b=1,8·10^-5 К_a =5, 6·10^-12 => рН > 7

Факторы, влияющие на смещение химического равновесия процесса гидролиза (согласно принципу Ле-Шателье):

1. Так как гидролиз процесс эндотермический (ΔΗ>0), то повышение температуры увеличивает процесс гидролиза (равновесие смещается вправо).

2. Разбавление раствора водой способствует протеканию процесса, связанного с его поглощением, т.е. усилению гидролиза.

3. Введение разноименных ионов также усиливает гидролиз.

К₂СО₃ + Н₂О = 2КОН + Н₂СО₃

2К⁺ + СО₃^2- + Н₂О = 2К⁺ + 2ОН^- + Н₂СО₃

СО₃^2- + Н₂О = 2ОН^- + Н₂СО₃, введение Н⁺ связывает ОН^- в воду и тем самым смещает равновесие вправо.

4. При добавлении кислоты к раствору соли кислой среды или добавлении щелочи к раствору соли щелочной среды гидролиз подавляется за счет увеличения концентрации одного из продуктов реакции (равновесие смещается влево – введение одноименных ионов)

К₂СО₃ + Н₂О = 2КОН + Н₂СО₃

2К⁺ + СО₃^2- + Н₂О = 2К⁺ + 2ОН^- + Н₂СО₃

СО₃^2- + Н₂О = 2ОН^- + Н₂СО₃, введение ОН^- смещает равновесие влево.

Рассматривая поведение кислых и основных солей в растворе, следует учитывать как процессы ионизации, так и процессы гидролиза. Например, NaH₂PO₄ и PbOHCl подвергаются: а) первичной ионизации ионизации, которая протекает практически полностью:

NaH₂PO₄ ↔ Na⁺ + H₂PO₄^-

PbOHCl ↔ PbOH⁺ + Cl^-

б) вторичной ионизации сложных ионов:

H₂PO₄^- ↔ Н⁺ + НРО₄^2-

PbOH⁺ ↔ Pb²⁺ + OH^-

в) и гидролизу сложных ионов:

H₂PO₄^- + НОН ↔ Н₃РО₄ + ОН^-

PbOH⁺ + HOH ↔ Pb(OH)₂ + H⁺

Процессы а) определяют исходную концентрацию сложных ионов в растворе; последняя будет, очевидно, равна концентрации соли, поскольку соли – сильные электролиты. Процессы б) и в) определяют равновесную концентрацию простых и сложных ионов в растворе, а также концентрацию Н⁺ и ОН^-.

Чтобы определить, какую реакцию исеет раствор кислой соли, например, NaH₂PO₄, кислую или щелочную, следует определить, какой процесс протекает в большей степени: ионизация (б) или гидролиз (в). Для этого надо сравнить константу ионизации H₂PO₄^- с константой гидролиза этого иона:

, где К_W – ионное произведение воды.

= 1,33·10^-12

- константа ионизации Н₃РО₄ по I ступени. Равна 7,3·10^-3 (прилож. 7).

К_ион > К_Г, в растворе будет преодладать процесс ионизации, поэтому рН < 7 (среда кислая).

В расчетах необходимо придерживаться правилом: в константу гидролиза подставляется ионизации той стадии, на которой появился данный ион, подвергающийся гидролизу.

Н₃РО₄ ↔ Н₂РО₄^- + Н⁺ (I стадия).

 

10.2. Контрольные вопросы и задания

1. Что называется ионным произведением воды? Чему оно равно?

2. Что такое рН раствора? Какой раствор называется нейтральным, щелочным, кислым?

3. Определите рН, если [H⁺] = 2·10^-5 моль/дм³.

4. Определите [H⁺] в растворе, если рН = 5,4.

5. Что такое буферный раствор, буферная емкость? Значение буферных растворов в медицине и фармации.

6. Что называется гидролизом? Механизм гидролиза. Гидролиз аквакатионов. Гидролиз анионов. Совместный гидролиз (катиона и аниона).

7. Катионы и анионы как сопряженные кислота и основание.

8. Как можно провести гидролиз до конца и наоборот, замедлить процесс гидролиза? Какой принцип из ранее изученных тем следует здесь применить?

9. Степень и константа гидролиза (определение, расчет).

10. Значение гидролиза и применение его в медицине и фармации.

 

Примеры решения задач

Пример 1. Концентрация ионов водорода в растворе равна 4 · 10^-3 моль/дм³. Определите рН раствора.

Решение. рН = -lg[H⁺] = -lg 4 · 10^-3 = -(-3 + 0,6) = 2,4

Пример 2. Определите концентрацию ионов водорода в растворе, рН которого 4,6.

Решение. –lg[H⁺] = 4,6, следовательно, по таблице логарифмов находим: [H⁺] = 2,5 · 10^-5 моль/дм³.

Пример 3. Определите концентрации НСО₃^- и СО₃^2- в 0,01 М растворе угольной кислоты, если рН этого раствора равен 4,18.

Решение. Находим концентрацию ионов водорода в растворе: -lg[H⁺] = 4,18, по таблице логарифмов находим: [H⁺] = 6,61 · 10^-5 моль/дм³.

Н₂СО₃ ↔ Н⁺ + НСО₃^- (табл. величина).

Находим [HCO₃^-] = 4,45 · 10^-7 · 0,01 / 6,61 · 10^-5 = 6,73 · 10^-5 моль/дм³.

НСО₃^- ↔ Н⁺ + СО₃^2- (табл. величина).

Находим [CO₃^2-] = 4,69 · 10^-11 · 6,73 · 10^-5 / 6,61 · 10^-5 = 4,48 · 10^-11 моль/дм³.

Пример 4. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей: а) KCN; б) Na₂CO₃; в) ZnSO₄. определите реакцию среды растворов этих солей.

Решение. KCN – соль слабой синильной кислоты и сильного основания. Поэтому гидролиз протекает по аниону. В результате гидролиза в растворе появляется избыток гидроксид-ионов. Раствор KCN имеет щелочную реакцию (рН>7): KCN + НОН ↔ НCN + КОН

K⁺ + CN^- + НОН ↔ НCN + К⁺ + ОН^-

CN^- + НОН ↔ НCN + ОН^-

Na₂CO₃ – соль слабой угольной кислоты и сильного основания. Поэтому гидролиз протекает по аниону. В результате гидролиза в растворе появляется избыток гидроксид-ионов. Раствор Na₂CO₃ имеет щелочную реакцию (рН>7): Na₂CO₃ + НОН ↔ NaНCO₃ + NaОН

2Na⁺ + CO₃^2- + НОН ↔ Na⁺ + НCO₃^- + Na⁺ + ОН^-

CO₃^2- + НОН ↔ НCO₃^- + ОН^-

ZnSO₄ – соль сильной серной кислоты и слабо многокислотного основания Zn(ОН)₂. Поэтому гидролиз протекает по катиону. В результате гидролиза в растворе появляется избыток ионов водорода. Раствор ZnSO₄ имеет кислую реакцию (рН<7): 2ZnSO₄ + 2НОН ↔ (ZnОН)₂SO₄ + Н₂SO₄

2Zn²⁺ + 2SO₄^2- + НОН ↔ 2ZnОН⁺ + SO₄^2- + 2Н⁺ + SO₄^2-

2Zn²⁺ + НОН ↔ 2ZnОН⁺ + 4Н⁺

Пример 5. Какие продукты образуются при смешивании растворов Al(NO₃)₃ и К₂СО₃? Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения реакции.

Решение. Al(NO₃)₃ подвергается гидролизу по катиону. К₂СО₃ подвергается гидролизу по аниону. Если эти растворы находятся в одном сосуде, то идет взаимное усиление гидролиза, т.к. ионы Н⁺ и ОН^- образуют молекулу слабого электролита – Н₂О. Реакция гидролиза смещается вправо, идет необратимо в сторону образования продуктов гидролиза:

2 Al(NO₃)₃ + 3 К₂СО₃ + 3 НОН → 2 Al(ОН)₃↓ + 3 СО₂↑ + 6 КNO₃

2 Al³⁺ + 6NO₃^- + 6К⁺ + 3СО₃^2- + 3НОН → 2Al(ОН)₃↓ + 3СО₂↑ + 6К⁺ + 6NO₃^-

2 Al³⁺ + 3СО₃^2- + 3НОН → 2Al(ОН)₃↓ + 3СО₂↑

Пример 6. Вычислите константу гидролиза, степень гидролиза и рН ацетата калия в 0,1 М растворе.

Решение. Гидролиз идет по аниону: СН₃СОО^- + НОН →СН₃СООН + ОН^- К_а(СН₃СООН) = 1,8· 10^-5 (табл. величина)

;

Для вычисления рН следует принять во внимание, что в результате гидролиза каждого ацетат иона образуется один гидроксид ион. Если исходная концентрация гидролизующихся анионов С моль/л, а гидролизу подвергалась доля этих анионов, то при этом образовалось С моль/л ионов ОН^-, т.е.

[OH^-] = h· C = 7,5 · 10^-5 · 0,1 = 7,5 · 10^-6 моль/л

рОН = - lg[OH] = - lg 7,5 · 10^-6 = - (-6 + 0,88) = 5,12

Отсюда рН = 14 – рОН = 14 – 5,12 = 8,88.

10.4. Индивидуальные задания

Задание. Решите задачи своего варианта (табл. 52).

Таблица 52

Варианты контрольного задания

Вариант	Условия задания
	1. Определите концентрацию гидроксид ионов в растворе, рН которого равен 10,8. Ответ: 6,31 · 10^-4 моль/л. 2. Определите рН раствора, в 0,4 дм^3 которого содержится 0,39 моль аммиака, если Кв(NH4OH) = 1,77 · 10^-5. 3. Сравните степень гидролиза соли и рН среды в 0,1 М и 0,001 М растворах цианида калия. Ответ: 1,12·10^-2, рН = 11,05; 0,107, рН = 10,03. 4. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза, происходящего при смешивании растворов K2S и CrCl3. Каждая из взятых солей гидролизуются необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты.
	1. Вычислите рН 0,01 н раствора уксусной кислоты, в котором степень диссоциации кислоты равна 0,042. Ответ: 3,38. 2. Определите константу диссоциации кислоты, если рН раствора кислоты с молярной концентрацией эквивалента 0,08 моль/дм^3 равен 2,4. 3. При смешивании растворов Al2(SO4)3 и Na2CO3 каждая из взятых солей гидролизуются необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения происходящего совместного гидролиза. 4. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей Pb(NO3)2, Na2CO3, Fe2(SO4)3. Какое значение рН (7< рН < 7) имеют растворы этих солей?
	1. Определите рН раствора, в 1 л которого содержится 0,1 г гидроксида натрия. Диссоциацию щелочи считать полной. Ответ: 11,4. 2. Вычислите рН полученного раствора, если 0,01 дм^3 раствора гидроксида натрия (ω = 30%, α = 70%) с плотностью 1328 кг/м^3 разбавили водой до 0,75 дм^3. 3. Напишите уравнение гидролиза АТФ. Какова биологическая роль этого процесса в организме человека?

Продолжение табл. 52

	4. При смешивании растворов Al2(SO4)3 и Na2S каждая из взятых солей гидролизуются необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты. Выразите этот совместный гидролиз ионно-молекулярным и молекулярным уравнениями.
	1. Во сколько раз концентрация ионов водорода в крови (рН = 7,36) больше, чем в спинномозговой жидкости (рН = 7,53)? Ответ: в 1,5 раза. 2. Определите рН раствора, в 3 дм^3 которого содержится 0,81 · 10^-3 моль ионов ОН^-. 3. При смешивании растворов FeCl3 и Na2CO3 каждая из взятых солей гидролизуются необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты. Выразите этот совместный гидролиз ионно-молекулярным и молекулярным уравнениями. 4. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей CH3COOK, Al(NO3)3, ZnSO4. Какое значение рН (7< рН < 7) имеют растворы этих солей?
	1. Определите [Н^+] и [ОН^-] в растворе, рН которого равен 6,2. Ответ: 6,3 · 10^-7, 1,6 · 10^-8моль/дм^3. 2. Рассчитайте молярную концентрацию раствора уксусной кислоты рН которого равен 3, Ка = 1,75 · 10^-5. 3. Какую биологическую роль играют процессы гидролиза в жизнедеятельности человека? 4. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей CuCl2, Cs2CO3, Cr(NO3)3. Какое значение рН (7< рН < 7) имеют растворы этих солей?
	1. Определите концентрацию раствора уксусной кислоты, рН которого равен 5,2. Ответ: 2,2 · 10^-6 моль/дм^3. 2. Вычислите рН раствора азотной кислоты (ω = 0,05%). Плотность раствора и степень диссоциации азотной кислоты считать равными единице. 3. Объясните причины, почему 1% растворы фосфатов: Na3PO4, Na2HPO4, NaH2PO4 имеют различные значения рН: 12,1; 8,9; 4,6 соответственно. 4. Какие из солей – Al2(SO4)3, K2S, Pb(NO3)2, KCl - подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Какое значение рН (7< рН < 7) имеют растворы этих солей?
	1. Степень диссоциации слабой одноосновной кислоты в 0,2 н растворе равна 0,03. Вычислить значения [Н^+], [ОН^-] и рОН для этого раствора. Ответ: 6 · 10^--3, 1,7 · 10^-12моль/дм^3, 11,78. 2. Рассчитайте рН раствора, содержащего 0,02 моль соляной кислоты и 0,15 моль хлорида калия в 1000 г воды.

Продолжение табл. 52

	3. Какие из солей – K2CO3, FeCl3, K2SO4, ZnCl2 - подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Определите рН (7< рН < 7) растворов этих солей. 4. К раствору FeCl3 добавили следующие вещества: а) HCl; б) КОН; в) ZnCl2; г) Na2CO3. В каких случаях гидролиз хлорида железа (III) усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
	1. Рассчитать рН раствора, полученного смешением 25 мл 0,5 М раствора соляной кислоты, 10 мл 0,5 М раствора гидроксида натрия и 15 мл воды. Ответ: 0,82. 2. Какая масса муравьиной кислоты содержится в 0,3 дм^3 раствора этой кислоты, имеющей рН 6,04, Ка = 1,77 · 10^-4? 3. К раствору Al2(SO4)3 добавили следующие вещества: а) H2SO4; б) КОН; в) Na2SO3; г) ZnSO4. В каких случаях гидролиз сульфата алюминия усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. 4. Какое значение рН (7< рН < 7) имеют растворы солей Na2S, AlCl3, NiSO4? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
	1. Вычислить рН 0,1 н раствора уксусной кислоты, содержащего, кроме того, 0,1 моль/л ацетата натрия. Ответ: 4,75. 2. Вычислить рН растворов, в которых концентрация ионов водорода (моль/л) равна: а) 2 · 10^-7; б) 8,1 · 10^-3; в) 2,7 · 10^-10. Ответ: а) 6,7; б)2,09; в) 9,57. 3. К раствору Na2CO3 добавили следующие вещества: а) HCl; б) NaОН; в) Cu(NO3)2; г) K2S. В каких случаях гидролиз карбоната натрия усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. 4. Какое значение рН (7< рН < 7) имеют растворы солей Na3PO4, K2S, CuSO4? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
	1. Вычислить рН 0,1 М раствора аммиака, содержащего, кроме того, 0,1 моль/л хлорида аммония. 2. Вычислить рН растворов, в которых концентрация гидроксид-ионов (моль/л) равна: а) 4,6 · 10^-4; б) 5 · 10^-6; в) 9,3 · 10^-9. Ответ: а) 10,66; б) 8,7; в) 5,97. 3. Какое значение рН (7< рН < 7) имеют растворы солей K3PO4, Pb(NO3)2, Na2S? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

 

 

Продолжение табл. 52

	4. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: а) Na2CO3 или Na2SO3; б) FeCl2 или FeCl3? Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
	1. Вычислить рН раствора, приготовленного из 50 мл 1 М раствора уксусной кислоты и 20 мл 0,2 моль/л ацетата натрия. 2. Вычислить рН растворов слабых электролитов: а) 0,02 М NH4OH; б) 0,1 M HCN; в) 0,05 н НСООН. Ответ: а) 10,78; б) 5,05; в) 2,52. 3. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: а) NaCN или NaClO; б) MgCl2 или ZnCl2? Почему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. 4. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза соли, раствор которого имеет: а) щелочную реакцию; б) кислую реакцию.
	1. Вычислите рН растворов 1 ·10^-4 моль/л азотной кислоты и 0,01 М сероводорода, константа ионизации которого равна 1,02 · 10^-7моль/л. Ответ: 4; 4,5. 2. Определите концентрацию ионов [Н^+] и [ОН^-] в растворах, рН которых 3,2 и 11,4 соответственно. Во сколько раз концентрации ионов водорода больше или меньше концентрации гидроксид-ионов в этих растворах? 3. Вычислите константу гидролиза хлорида аммония, определите степень гидролиза этой соли в 0,01 М растворе и рН раствора. Ответ: 5,6 · 10^-10; 2,4·10^-4; 5,63. 4. Какие из солей – RbCl, Cr2(SO4)3, Ni(NO3)2, Na2SO3 - подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Какое значение рН (7< рН < 7) имеют растворы этих солей?
	1. Вычислите рН растворов 0,1 моль/л соляной кислоты и 0,01 М уксусной кислоты, константа ионизации которой равна 1,75 · 10^-5моль/л. 2. Вычислите концентрацию ионов водорода и рН раствора, содержащего в 1 дм^3 по 0,05 моль муравьиной кислоты (Ка = 1,7 · 10^-4) и формиата натрия. 3. Определите рН 0,02 н раствора соды Na2CO3, учитывая только первую ступень гидролиза. Ответ: 11,66 4. Какие из солей – NaBr, Na2S, K2CO3, CoCl2 - подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Какое значение рН (7< рН < 7) имеют растворы этих солей?

Окончание табл. 52

1. Вычислите концентрация ионов водорода в растворе, содержащем 0,01 моль/л уксусной кислоты и 0,1 моль/л ацетата натрия. 2. Вычислите рН раствора, полученного при растворении таблетки аскорбиновой кислоты массой 0,5 г в таком количестве воды, чтобы объем раствора был равен 0,4 дм^3 (константа ионизации аскорбиновой кислоты равна 8 · 10^-5моль/л). 3. Вычислите константу гидролиза фторида калия, определите степень гидролиза этой соли в 0,01 М растворе и рН раствора. Ответ: 1,5·10^-11; 3,9·10^-5; 7,59. 4. Почему при нагревании раствора NaHCO3 среда из очень слабощелочной превращается в сильнощелочную?

1. Вычистите [Н^+] для следующих растворов: а) моча, рН = 6,0; слюна, рН = 6,7; кровь, рН = 7,4. 2. Содержание соляной кислоты в желудочном соке человека составляет 0,5%. Рассчитайте величину рН желудочного сока, приняв его плотность за 1 г/см^3. 3. Определите рН 0,1 М водного раствора ортофосфата калия, учитывая, что гидролиз протекает только по первой ступени. Ответ: 11,45. 4. Рассчитайте степень гидролиза карбоната натрия по первой ступени в растворе с концентрацией равной 0,5 моль/дм^3.

 

10.5. Тестовые задания

1. Водородный показатель раствора равен двум, тогда а_Н⁺ (моль/дм³) равна:

а) 0,1 б) 0,01 в) 0,02 г) 0,001

2. Система обладает буферным действием:

а) NaCH₃COO + CH₃COOH г) NH₄Cl + H₂O

б) HCl + CH₃COOH в) CH₃COONH₄ + NaCl

3. При разбавлении буферной системы водой в 2 раза, его емкость:

а) увеличилась в 2 раза в) уменьшается в 2 раза

б) увеличилась в 0,2 раза г) не изменилась

4. Гидролизу не подвергается:

а) глюкоза в) этилацетат

б) крахмал г) белок

5. Соль подвергающаяся гидролизу по катиону:

а) CaBr₂ б) Ba(NO₃)₂ в) Na₂SO₃ г) AlCl₃

6. Соль подвергающаяся гидролизу по аниону:

а) CaBr₂ б) Ba(NO₃)₂ в) Na₂SO₃ г) AlCl₃

7. Кислотность почвы увеличится при обработке раствором соли:

а) NH₄NO₃ б) NaNO₃ в) NaCl г) Na₂SO₄

8. рН = 7 имеет водный раствор соли:

а) NaNO₃ б) (NH₄)₂SO₄ в) FeSO₄ г) Na₂S

9. Вещества, которые диссоциируют только на катионы металла и гидроксид-ионы:

а) кислоты б) щелочи в) соли г) амфотерные гидроксиды

10. Сильный электролит раствор:

а) СО₂ б) О₂ в) H₂S г) H₂SO₄

ПРИЛОЖЕНИЕ 1

Объем учебной дисциплины «Общая и неорганическая химия» и виды учебной работы для студентов очного отделения фармацевтического факультета

Вид учебной работы	Всего часов/ зачетных единиц	Семестр
I
часов
Аудиторные занятия (всего), в том числе:	120 / 3,33
Из них в интерактивной форме	6/ 0,17
Лекции (Л)	30 / 0,83
Лабораторные работы (ЛР)	90 / 2,50
Самостоятельная работа студента (СРС), в том числе:	60 / 1,67
Реферат (Реф)	4 / 0,11
Подготовка к занятиям(ЛЗ)	36 / 1,00
Подготовка к текущему контролю (ПТК))	5 / 0,14
Подготовка к промежуточному контролю (ППК))	15 / 0,42
Вид промежуточной аттестации	зачет	нет	нет
экзамен	+	+
ИТОГО: Общая трудоемкость	час.	216 / 6,00
ЗЕТ

Календарный план

лабораторных занятий по общей и неорганической химии для студентов дневного отделения фармацевтического факультета

I семестр (продолжительность - 5 часов)

№ занятия	Раздел 1 Общая химия
Модуль 1		Введение. Контроль исходного уровня. Правила работы в химической лаборатории и ТБ. Номенклатура неорганических соединений. Основные законы и понятия химии. Закон эквивалентов. ЛР. Определение молярной массы эквивалента металла.
	Способы выражения концентрации растворов. Решение задач. ЛР. Приготовление раствора заданной концентрации. КР. Эквивалент. Способы выражения концентрации растворов.
Модуль 2		Химическая термодинамика. ЛР. Определение теплового эффекта реакции нейтрализации.
	Термодинамика химического равновесия. ЛР. Качественные опыты по химическому равновесию. КР. Химическая термодинамика. Равновесие.
Модуль 3		Осмотические свойства растворов неэлектролитов и электролитов. Протолитические равновесия и процессы. Электролитическая ионизация. Степень и константа ионизации.
	Гетерогенные равновесия и процессы. Произведение растворимости, условия образования и растворения осадков.
	Ионное произведение воды. рН. Гидролиз солей. ЛР. Гидролиз солей. Смещение равновесия в процессах гидролиза. КР. Растворы.
Модуль 4		Строение атома. ПЗ и ПСЭ Д.И. Менделеева. Химическая связь и строение соединений. Межмолекулярные взаимодействия.
	Реакции с переносом электронов. Окислительно-восстановительные равновесия и процессы. ЛР. Окислительно-восстановителные реакции.
	Лигандообменные равновесия и процессы. Комплексные соединения. ЛР. Получение, состав и свойства комплексных соединений КР. Строение вещества.
Раздел 2 Химия биогенных элементов
Модуль 5		Свойства s-элементов и их соединений. Строение атомов и химические свойства d-элементов 1в и 11в групп.
	Свойства d-элементов VIв и VIIв групп и их соединений. ЛР. Хром. Марганец. Их соединения.
	d-элементы VIIIв группы и свойства их соединений. КР. Свойства s- и d-элементов.
Модуль 6		р-элементы IIIa – IVa групп.
	р-элементы Va группы.
	р-элементы VIa группы. Сера и ее соединения.
	р-элементы VIIa группы. ЛР. Галогены. Свойства их соединений. КР. Р-элементы. Биогенные элементы и их химические свойства.
	Итоговое занятие. Групповая конференция по УИРС

Календарный план

лекций по общей и неорганической химии для студентов дневного отделения фармацевтического факультета

I семестр (продолжительность - 2 часа)

№ п/п	Тема лекции
	Предмет, задачи, методы и законы химии. Значение химии в развитии фармации и медицины. Основные закономерности протекания химических процессов (термохимия – 1 закон термодинамики, 11 закон термодинамики).
	Химическая кинетика. Термодинамика химического равновесия.
	Учение о растворах: основные определения, термодинамика растворов, коллигативные свойства, осмос и осмотическое давление. Теория электролитической диссоциации.
	Общая теория протолитических равновесий и процессов. Теории кислот и оснований. Автопротолиз воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель.
	Обменные реакции в растворах. Равновесие между раствором и осадком малорастворимого электролита.
	Термодинамика и механизм гидролиза. Степень и константа гидролиза. Смещение равновесия при гидролизе.
	Строение вещества. Электронные оболочки атома и Периодический закон Д.И. Менделеева.
	Природа химической связи и строение химических соединений.
	Реакции с переносом электронов – ОВР.
	Комплексные соединения. Общая теория лигандообменных равновесий и процессов.
	Характеристика s-элементов: водород, s-элементы 1 и 11 групп.
	Свойства d-элементов: общая характеристика и характерные особенности d-элементов 1в-VI1в групп (хром, молибден, вольфрам, марганец и его соединения).
	Свойства d-элементов: d-элементы VIIIв группы (железо, кобальт, никель), платиновые металлы, d-элементы 1 группы (медь, серебро, золото) и 11 группы (цинк, кадмий, ртуть).
	Свойства р-элементов: р-элементы 111а группы (бор, алюминий), р-элементы 1Vа группы (углерод, кремний, олово, свинец), р-элементы Vа группы (азот фосфор, мышьяк, сурьма, висмут).
	Свойства р-элементов: р-элементы VIа группы (кислород, сера, селен, теллур), пероксид водорода – строение, свойства, применение, р-элементы VIIа группы (галогены – фтор, хлор, бром, йод, астат), р-элементы VIIIа группы (благородные газы).

ПРИЛОЖЕНИЕ 2