30. Гидролиз солей. Количественные характеристики гидролиза.

Гидролиз солей – это химическая реакция ионного обмена между водой и растворённым в ней веществом с образованием слабого электролита.

В большинстве случаев гидролиз сопровождается изменением pH раствора.

Большинство реакций гидролиза - обратимы:

Pb(NO3)2 + H2O => Pb(OH)(NO3) + HNO3

Na2HPO4 + H2O => NaH2PO4 + NaOH

Некоторые реакции гидролиза протекают необратимо:

Al2S3 + 6H2O => 2Al(OH)3¯ + 3H2S↑

Причиной гидролиза является взаимодействие ионов соли с молекулами воды из гидратной оболочки с образованием малодиссоциированных соединений или ионов.

Способность солей подвергаться гидролизу зависит от некоторых факторов:

• свойств ионов, образующих соль;

• концентрации соли и продуктов реакции;

• температура.

Если соль образована сильным основанием и сильной кислотой, то гидролизу она не подвергается.

Если сильной кислотой и слабым основанием – кислая среда.

Если слабая кислота и сильное основание – щелочная среда.

Количественные характеристики гидролиза:

1. Степень гидролиза

2. Константа гидролиза

Степень гидролиза (h) - отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворённых молекул (выражается в процентах):

h = (n_гидр /n_раств ) ∙ 100%

Степень гидролиза зависит от химической природы образующейся при гидролизе кислоты (основания) и будет тем больше, чем слабее кислота (основание).

По величине k_гидр судят о полноте гидролиза; чем больше ее значение, тем в большей степени протекает гидролиз.

МА + Н₂О = МОН + НА

М – ион металла, А – анион кислотного остатка

k_гидр = k_равн * [Н₂О] (…конспект)

Гидролиз чаще всего идет с поглощением кислоты, поэтому при увеличении температуры, равновесие смещается вправо, что ведет к росту степени гидролиза.

31. Теория окислительно-восстановительных реакций. Важнейшие окислители и восстановители. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Метод электронного баланса.

Положения теории ОВР:

1. Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. При окислении степень окисления повышается.

2. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. При восстановлении степень окисления понижается.

3. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны называются восстановителями. Во время реакции они окисляются. Ато­мы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются.

4. Окисление всегда сопровождается восстановлением, и наоборот, восстановление всегда связано с окислением

Ме в свободном состоянии – только окислители

Не Ме (искл F) – в свободном виде как окислители, так и восстановители

К числу сильных окислителей, широко используемых на практике, относятся галогены (Fe₂, Cl₂, Br₂, I₂), оксид марганца Mn⁺⁴O₂, перманганат калия KMn⁺⁷O₄, манганат калия K₂Mn⁺⁶O₄, оксид хрома (хромовый ангидрид) Cr⁺⁶O₃, хромат калия K₂Cr⁺⁶O₄, бихромат калия K₂Cr₂⁺⁶O₇, азотная кислота HN⁺⁵O₃ и ее соли, кислород О₂, озон О₃, перекись водорода Н₂О₂, концентрированная серная кислота Н₂S⁺⁶О₄, оксид меди (II) Сu⁺²О, оксид серебра Ag₂⁺¹O, оксид свинца Рb⁺⁴О₂, гипохлориты (например, NaCl^-1O) и другие соединения.

Щелочные и щелочноземельные металлы являются сильными восстановителями. К числу других восстановителей относятся: водород, углерод, оксид углерода С⁺²О, сероводород Н₂S^-2, оксид серы S⁺⁴О₂, сернистая кислота Н₂S⁺⁴О₃ и ее соли, галогенводороды (кроме HF), хлорид олова (II) Sn⁺²Cl₂, сульфат железа (II) Fe⁺²SO₄.

Cоставление уравнений окислительно – восстановительных реакций

Для составления уравнений окислительных – реакций используется метод электронного баланса. В основе его лежит следующее правило: общее число электронов, которое отдает восстановитель, должно быть равно общему числу электронов, которые присоединяет окислитель.

Рассмотрим применение метода электронного баланса на примере реакции, которая выражается следующей схемой:

KMnO4 + KBr + H2SO4 = MnSO4 + Br2 + K2SO4 + H2O

а) Определяем степени окисления всех элементов в молекулах исходных веществ и продуктов реакции:

+1 +7 -2 +1 -1 +1 +6 -2 +2 +6 -2 0 +1 +6 -2 +1 -2

KMnO4 + KBr + H2SO4 = MnSO4 + Br2 + K2SO4 + H2O

б) Находим элементы, которые изменяют степени окисления, это марганец и бром:

+7 -1 +2 0

KMnO4 + KBr + H2SO4 = MnSO4 + Br2 + K2SO4 + H2O

в) Составляем уравнения процессов окисления и восстановления:

Mn +7 + 5e = Mn+2 восстановление окислителя

2Br-1 - 2e = Br2 окисление восстановителя

г) Находим множители для уравнений процессов окисления и восстановления, при умножении на которые количество отданных и принятых электронов будут равны;

Mn +7 + 5e = Mn+2 |2

2Br-1 - 2e = Br2 | 5

д) Найденные множители запишем как коэффициенты перед формулами веществ, которые содержат элементы, участвующие процессах окисления и восстановления:

2KMnO4 + 10KBr + H2SO4 = 2MnSO4 + 5Br2 + K2SO4 + H2O

е) Уравниваем число атомов элементов, которые не изменяют степени окисления. В данном случае это атомы калия, серы, водорода и кислорода:

2KMnO4 + 10KBr + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 5Br2 + 6K2SO4 + 8H2O

Проверяем правильность уравнивания по равенству числа атомов кислорода в левой (40 атомов) и правой (40 атомов) частях уравнения.

Суть метода электронного баланса заключается в: 

• Подсчете изменения степени окисления для каждого из элементов, входящих в уравнение химической реакции

• Элементы, степень окисления которых в результате произошедшей реакции не изменяется - не принимаются во внимание

• Из остальных элементов, степень окисления которых изменилась - составляется баланс, заключающийся в подсчете количества приобретенных или потерянных электронов

• Для всех элементов, потерявших или получивших электроны (количество которых отличается для каждого элемента) находится наименьшее общее кратное

• Найденное значение и есть базовые коэффициенты для составления уравнения.

5Н₂S + 2КМnО₄ + ЗН₂SО₄ = 5S + 2МnSО₄ + К₂SО₄ + 8Н₂О