31. Гидролиз солей - это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита.
Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. Обозначается α (или hгидр);
α = (С,гидр/С,общ)·100 %,где cгидр — число молей гидролизованной соли, cобщ — общее число молей растворённой соли
Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие.
В общем случае для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:
, где Ka — константа
диссоциации слабой кислоты, образующейся
при гидролизе
для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием:
,
где Kb — константа диссоциации слабого
основания, образующегося при гидролизе
для соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием:
1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания:F
Na2CO3 + Н2О = NaHCO3 + NaOH
CO32− + H2O = HCO3− + OH−FA
(раствор имеет щелочную реакцию, реакция протекает обратимо)
2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания:
CuCl2 + Н2О = CuOHCl + HCl
Cu2+ + Н2О = CuOH+ + Н+
(раствор имеет кислую реакцию, реакция протекает обратимо)
3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S
2Al3+ + 3S2− + 6Н2О = 2Al(OH)3(осадок) + ЗН2S(газ)
факторы, влияющие на степень гидролиза соли: природа соли, концентрация соли, температура, добавление кислоты, щелочи или других солей.
32.Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции (ОВР) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.
Окисление - процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления.
Восстановле́нием называется процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается.
Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:
Н2S + Cl2 → S + 2HCl
Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:
NH4NO3 → N2O + 2H2O
Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых атомы с промежуточной степенью окисления превращаются в эквимолярную смесь атомов с более высокой и более низкой степенями окисления, например:
Cl2 + H2O → HClO + HCl
Репропорционирование (контрпропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления, например:
NH4NO3 → N2O + 2H2O
Метод электронного баланса:
MnCO3 + KClO3 → MnO2 + KCl + CO
полуреакция восстановления ClV + 6e− = Cl−I
полуреакция окисления MnII − 2e− = MnIV
ClV + 6e− = Cl− * 1
MnII − 2e− = MnIV * 3
3MnCO3 + KClO3 = 3MnO2 + KCl + 3CO2
33.Электрохимические процессы – это процессы взаимного превращения химической и электрической форм энергии. Под гальваническим элементом понимают единичные ячейки химических источников тока, предназначенных для однократного электрического разряда. Гальванический элемент представляет собой два электрода различной природы и электролит. Максимальная разность потенциалов этих электродов в отсутствие электрического тока называется электродвижущей силой (э.д.с.) гальванического элемента. Э.д.с. может быть рассчитана как разность равновесных потенциалов этих электродов. Стандартный водородный электрод -это специально сконструированной электрод, в котором происходит окислительно-восстановительная реакция: 2Н+ + 2е ↔ Н2. При этом концентрация ионов водорода является одномолярной, давление водорода равняется 1 атм. и поддерживается температура 25°С
Стандартным электродным потенциалом металла называют его электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор собственного иона с концентрацией (или активностью), равной 1 моль/л, измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом, потенциал которого при 25°С условно принимается равным нулю (Е° = 0; ΔG° = 0).
Электродный потенциал метала (E) зависит от концентрации его ионов в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:
Для определения ЭДС гальванического элемента из потенциала катода следует вычесть потенциал анода. Так как концентрация ионов в растворе равна 1 моль/л, то ЭДС элемента равна разности стандартных потенциалов двух его электродов: