Реферат: Шпоры по химии

Гидролиз

Виды сред.

1. [Н⁺]=[ОНˉ]=1Е-7 нейтралная среда(рН=7); 2. [Н⁺]>[ОНˉ] кислая среда(рН<7); 3. [Н⁺]<[ОНˉ] щелочная(рН>7)

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.

К2 S→2K⁺+S²ˉ pH>7

Ступень I. S²ˉ+H⁺OHˉ⇆(HS)ˉ+OHˉ 2K⁺+S²ˉ+HOH⇆(HS)ˉ+OHˉ+2K⁺

К2 S+HOH⇆KHS+KOH

Ступень II. (HS)ˉ+HOH⇆H2 S+OHˉ

K⁺ +(HS)ˉ+HOH⇆H2 S+OHˉ+K⁺

KHS+HOH⇆H2 S+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 +H2 S

MgCl2 +Na2 S+2H2 O→

Na2 SO4 →2Na⁺+SO4 ²ˉ pH=7

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+H2 O

H⁺+OH¯→H2 O – слабый электролит

3. Образование газа K2 CO3 +2HCl→2KCl+CO2 ↑+H2 O

CO3 ¯+2H⁺→ CO2 ↑+H2 O

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 +2H2 O

Be(OH)2 +2H⁺→Be²⁺+2H2 O,иливкомпл.в:

Be(OH)2 +2HCl+2H2 O→[Be(H2 O) 4 ]Cl2

Be(OH)2 +2H⁺+2H2 O→[Be(H2 O) 4 ]²⁺

Be(OH)2 +2NaOH→Na2 BeO2 +2H2 O

Be(OH)2 +2ОНˉ→BeO2 ²ˉ+2H2 O

Be(OH)2 +2NaOH→Na2 [Be(OH)4 ]

Be(OH)2 +2ОНˉ→[Be(OH)4 ]²ˉ

Взаимодействие Ме с окислит (кисл., щел., вода).

Взаимодействие Ме с водой. Взаимодействие Ме с раств. щелочью. Взаимодействие Ме с кислотами.

--> ЧИТАТЬ ПОЛНОСТЬЮ <--

К-во Просмотров: 673
Бесплатно скачать Реферат: Шпоры по химии