Сборник основных формул школьного курса химии
Шрифт:
Химическое равновесие
*Закон действующих масс для химического равновесия: в состоянии равновесия отношение произведения молярных концентраций продуктов в степенях, равных
их стехиометрическим коэффициентам, к произведению молярных концентраций реагентов в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, при постоянной
В состоянии химического равновесия для обратимой реакции:
аА + bВ + … ↔ dD + fF + …
Кc = [D] d • [F]f …/ [А]а • [В]b …
*Смещение химического равновесия в сторону образования продуктов
1) Увеличение концентрации реагентов;
2) уменьшение концентрации продуктов;
3) увеличение температуры (для эндотермической реакции);
4) уменьшение температуры (для экзотермической реакции);
5) увеличение давления (для реакции, идущей с уменьшением объема);
6) уменьшение давления (для реакции, идущей с увеличением объема).
Обменные реакции в растворе
Электролитическая диссоциация – процесс образования ионов (катионов и анионов) при растворении в воде некоторых веществ.
При электролитической диссоциации кислот образуются катионы водорода и анионы кислоты, например:
HNO3 = Н+ + NO3¯
При электролитической диссоциации оснований образуются катионы металла и гидроксид-ионы, например:
NaOH = Na+ + ОН¯
При электролитической диссоциации солей (средних, двойных, смешанных) образуются катионы металла и анионы кислоты, например:
NaNO3 = Na+ + NO3¯
KAl(SO4)2 = К+ + Al3+ + 2SO42-
При электролитической диссоциации кислых солей образуются катионы металла и гидроанионы кислоты, например:
NaHCO3 = Na+ + HCO3‾
Некоторые сильные кислоты
HBr, HCl, НСlO4, H2Cr2O7, HI, HMnO4, H2SO4, H2SeO4, HNO3, Н2СrO4
Некоторые сильные основания
RbOH, CsOH, КОН, NaOH, LiOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2
Степень диссоциации α – отношение количества продиссоциировавших частиц к количеству исходных частиц.
При постоянном объеме:
Классификация веществ по степени диссоциации
Правило
Обменные реакции в растворе протекают необратимо, если в результате образуется осадок, газ, слабый электролит.
Примеры молекулярных и ионных уравнений реакций
1. Молекулярное уравнение: CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl
«Полное» ионное уравнение: Сu2+ + 2Сl¯ + 2Na+ + 2OH¯ = Cu(OH)2↓ + 2Na+ + 2Сl¯
«Краткое» ионное уравнение: Сu2+ + 2OН¯ = Cu(OH)2↓
2. Молекулярное уравнение: FeS(T) + 2HCl = FeCl2 + H2S↑
«Полное» ионное уравнение: FeS + 2Н+ + 2Сl¯ = Fe2+ + 2Сl¯ + H2S↑
«Краткое» ионное уравнение: FeS (T) + 2H+ = Fe2+ + H2S↑
3. Молекулярное уравнение: 3HNO3 + K3PO4 = Н3РO4 + 3KNO3
«Полное» ионное уравнение: 3Н+ + 3NO3¯ + ЗК+ + PO43- = Н3РO4 + 3K+ + 3NO3¯
«Краткое» ионное уравнение: 3Н+ + PO43- = Н3РO4
*Водородный показатель
(рН) рН = – lg[H3O+] = 14 + lg[OH¯]
*Интервал рН для разбавленных водных растворов
рН 7 (нейтральная среда)
Примеры обменных реакций
Реакция нейтрализации – обменная реакция, протекающая при взаимодействии кислоты и основания.
1. Щелочь + сильная кислота: Ва(OН)2 + 2НСl = ВаСl2 + 2Н2O
Ва2+ + 2OН¯ + 2Н+ + 2Сl¯ = Ва2+ + 2Сl¯ + 2Н2O
Н+ + ОН¯ = Н2O
2. Малорастворимое основание + сильная кислота: Сu(ОН)2(т) + 2НСl = СuСl2 + 2Н2O
Сu(ОН)2 + 2Н+ + 2Сl¯ = Сu2+ + 2Сl¯ + 2Н2O
Сu(ОН)2 + 2Н+ = Сu2+ + 2Н2O
*Гидролиз – обменная реакция между веществом и водой без изменения степеней окисления атомов.
1. Необратимый гидролиз бинарных соединений:
Mg3N2 + 6Н2O = 3Mg(OH)2 + 2NH3
2. Обратимый гидролиз солей:
а) Соль образована катионом сильного основания и анионом сильной кислоты:
NaCl = Na+ + Сl¯
Na+ + Н2O ≠ ;
Сl¯ + Н2O ≠
гидролиз отсутствует; среда нейтральная, рН = 7.
б) Соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты:
Na2S = 2Na+ + S2-
Na+ + H2O ≠
S2- + Н2O ↔ HS¯ + ОН¯
гидролиз по аниону; среда щелочная, рН >7.
в) Соль образована катионом слабого или малорастворимого основания и анионом сильной кислоты:
ZnCl2 = Zn2+ + 2Сl¯
Сl¯ + H2O ≠
Zn2+ + Н2O ↔ ZnOH+ + Н+
гидролиз по катиону; среда кислотная, рН < 7.
г) Соль образована катионом слабого или малорастворимого основания и анионом слабой кислоты:
NH4(CH3COO) = NH4+ + СН3СОО¯
NH4+ + Н2O ↔ NH3 + Н3O+