Гидролиз солей. Составление уравнений гидролиза солей.

Гидролизом солей называют реакции обмена между водой и растворенными в ней солями. В результате протекания процесса гидролиза соли в растворе появляется некоторое избыточное количество ионов H⁺ или OH^–, сообщающие раствору кислотные или щелочные свойства. Гидролиз возможен в трех случаях:

1. Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием.

CH₃COONa + HOH = CH₃COOH + NaOH,

CH₃COO^– + Na⁺ + HOH = CH₃COOH + Na⁺ + OH^–_,

CH₃COO^– + HOH = CH₃COOH + OH^– – реакция среды щелочная.

2. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой:

NH₄NO₃ + HOH = NH₄OH + HNO₃,

NH₄⁺ + NO₃^– + HOH = NH₄OH + H⁺ + NO₃^–,

NH₄⁺ + HOH = NH₄OH + H⁺ – реакция среды кислая.

3. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кслотой

NH₄CH₃COO + HOH = NH₄OH + CH₃COOH,

NH₄⁺ + CH₃COO^– + HOH = NH₄OH + CH₃COOH.

Реакция среды в этом случае определяется соотношением силы образующихся кислоты и основания.

Соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями, например, NaCl, гидролизу не подвергаются.

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

Кислоты, соли, гидроксиды с точки зрения теории электролитической диссоциации.

Основания. первоначально было отнесено к веществам, которые в реакциях с кислотами образуют соли. К основаниям принадлежат гидроксиды многих металлов.

Основание -> Катион основания + Гидроксид - ион

NaOH Na⁺+ OH^-

Кислоты. Кислоты исторически получили своё название из-за кислого вкуса водных растворов тактх веществ, как хлороводород или уксусная кислота. С точки зрения теории электролитической диссоциации кислоты-это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов одного вида - катионов водорода Н+.

Кислота -> Катион водорода + Анион кислотного остаткаH2SO4 2H+ + SO42-

CH₃COOH H⁺ = CH₃COO^-

Соли. С точки зрения теории электролитической реакции соли - это вещества, которые в водном растворе диссоциируют с образованием катионов основания и анионов кислотного остатка.

Соль -> Катион основания + Анион кислотного остатка

K₂CO₃ K⁺ + (CO₃)₂^-

14.Периодический закон в свете учения о строении атома.

В 1869 г. Д. И. Менделеев сообщил об открытии периодического закона, современная формулировка которого следующая: свойство элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов.

 

Д. И. Менделеев расположил все известные ему 63 элемента в длинный ряд по возрастанию их Ar и выделил в этом ряду отрезки – периоды, в которых свойства элементов и образованных ими простых веществ изменялись одинаково:

1) металлические свойства ослабевают;

2) неметаллические свойства усиливаются;

3) с. о. в высших оксидах – увеличиваются с +1 до +8;

4) с. о. в летучих водородных соединениях – с -4 до -1;

5) оксиды от основных через амфотерные сменялись кислотными;

6) гидроксиды от щелочей через амфотерные сменялись кислотами.

Периодическая система Д.И.Менделеева, ее структура. Периодическая система Менделеева. Ряды, периоды, группы, подгруппы. Лантанонды, актиноиды. Порядковый номер элемента. Определение свойств элементов по их положению в периодической системе.

Структура периодической системы. Периодическая система элементов состоит из периодов, групп и подгрупп.

Периодом называется последовательный ряд элементов, размещенных в порядке возрастания заряда ядра атомов, электронная конфигурация которых изменяется от ns¹ до ns²np⁶ . Периоды начинаются с s-элемента и заканчиваются p- элементом. Малые периоды содержат 2 и 8 элементов, большие периоды – 18 и 32 элемента, седьмой период остается незавершенным.

В системе имеется восемь групп, что соответствует максимальному числу электронов во внешних подоболочках.

Группы делятся на главные (основные) и побочные подгруппы. Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами

Первый период состоит из двух элементов: водорода и гелия.

У элементов второго периода формируется L-оболочка, заполняются s- и p-подоболочки.

Третий период начинается с Na, электронная конфигурация которого 1s²2s²2p⁶3s¹ и заканчивается Ar (аргоном) c электронной конфигурацией 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶.

Четвертый период завершается формированием подоболочки 4p у криптона [Ar]3d¹⁰4s²4p⁶ или [Kr].

Пятый период аналогичен четвертому периоду.

В шестом периоде, как и в пятом, после заполнения s-подоболочки начинается формирование d-подоболочки предвнешнего уровня у лантана.

Седьмой период начинается и продолжается аналогично шестому периоду, однако формирование его не завершено.

Лантаноиды и актиноиды располагаются в третьей побочной группе Периодической системы. Эти элементы следуют в таблице сразу после лантана и актиния и поэтому их называют соответственно лантаноиды и актиноиды. В короткой форме Периодической системы Д.И. Менделеева они вынесены в два последних ряда. Они относятся к f-элементам.

16.Химическая связь, ее виды. Механизм образования химической связи.

Химической связью называют взаимодействие между атомами, приводящее к образованию молекул или ионов и прочному удерживанию атомов друг около друга.

Виды химических связей:

Ионная связь.

Ковалентная связь.

Механизмы образования химической связи

В методе валентных связей различают обменный и донорно-акцепторный механизмы образования химической связи.

Обменный механизм. К обменному механизму образования химической связи относятся случаи, когда в образовании электронной пары от каждого атома участвует по одному электрону.

Особенностью образования соединений по обменному механизму является насыщаемость, которая показывает, что атом образует не любое, а ограниченное количество связей. Их число, в частности, зависит от количества неспаренных валентных электронов.

17. Донорно-акцепторная связь и механизм ее образования.

При донорно – акцепторном механизме образования ковалентной связи связь также образуется с помощью электронных пар. Однако в этом случае однин атом предоставляет свою электронную пару, а другой атом участвует в образовании связи своей свободной орбиталью.

18.Виды ковалентной связи и механизм ее образования.

Ковалентная связь – возникает между атомами в результате образования общих электронных пар.

Виды ковалентной связи:

Если ковалентная связь образуется одинаковыми атомами, то электронная пара располагается на одинаковом расстоянии между ядрами этих атомов. Такая ковалентная связь называется неполярной.

В случае полярной ковалентной связи общая электронная пара смещена к атому с большей электроотрицательностью.