33.Гидролиз солей, константа гидролиза. Степень гидролиза и факторы, влияющие на неё.

ГИДРОЛИЗ (от греч. «hydro» — вода и «lysis» — разложение, распад), обменная реакция между веществом и водой. Количественно характеризуется константой гидролиза и отношением числа частиц, ионов или молекул, подвергшихся гидролизу, к общему числу частиц, введенных в раствор. Основа многих природных и технологических процессов. При гидролизе солей образуются кислоты и основания, в результате чего изменяется pH среды: AlCl₃ + H₂O AlOHCl₂+ HCl. Благодаря гидролизу солей возможно существование буферных растворов. Гидролиз органических соединений широко используется для получения спиртов, альдегидов, кетонов, карбоновых кислот и их производных, а также галогензамещенных углеводородов. В присутствии кислот и щелочей гидролиз органических соединений значительно ускоряется.

Гидролиз соли, образованной слабой кислотой НА и сильным основанием, характеризуется константой гидролиза Kr:

Kr =[ОН-][НА]/[А-]=KH2O/Ккисл

Здесь KH2O- ионное произведение воды.

Данное соотношение показывает, что чем слабее кислота, т.е. чем меньше константа ее диссоциации, тем больше константа гидролиза образованной ею соли.

Аналогично для соли слабого основания МОН и сильной кислоты: Kr=[Н+][МОН]/[М+]=KH2O/Косн

Отсюда следует, что Kr тем больше, чем меньше Косн, т.е. чем слабее основание МОН.

Степенью гидролиза h называется доля электролита, подвергшаяся гидролизу. Она связана с константой гидролиза Kr уравнением, аналогичным закону разбавления Оствальда для диссоциации слабого электролита:

Kr =h²CM/(1-h)

Чаще всего гидролизованная часть соли очень мала, а концентрация продуктов гидролиза незначительна. В подобных случаях h «1, и в знаменателе последней формулы этой величиной можно пренебречь. Тогда связь между Kr и h выразится более простыми соотношениями: Kr =h²CM .

Из последнего уравнения следует, что степень гидролиза данной соли тем больше, чем меньше ее концентрация; иначе говоря, при разбавлении раствора гидролизирующейся соли степень ее гидролиза возрастает.

34.Буферные растворы

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ, поддерживают при изменении состава среды постоянное значение какой-либо характеристики, напр. водородного показателя pH (кислотно-основный буферный раствор) или окислительно-восстановительного потенциала (окислительно-восстановительный буферный раствор). Кислотно-основные буферные растворы содержат слабую кислоту и ее соль (напр., CH₃COOH и CH₃COONa) или слабое основание и его соль (напр., NH₃ и NH₄Cl). Многие биологические жидкости (кровь и др.) являются такими буферными растворами. Их компоненты — карбонаты, фосфаты и белки. Окислительно-восстановительные буферные растворы содержат соединения элементов переменной валентности, находящиеся в двух степенях окисления, напр. соли Fe(III) и Fe(II).

35.Овр. Основные понятия. Направление протекания овр.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ (реакции окисления-восстановления), химические реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Первоначально окислением назывались только реакции веществ с O₂, а восстановлением — реакции, в результате которых вещество теряло атом кислорода. С введением в химию электронных представлений понятие окислительно-восстановительных реакций распространилось и на реакции без участия кислорода.

В неорганической химии окислительно-востановительные реакции формально рассматриваются как перемещение электронов от атома одного реагента к атому другого, например: HCl⁺⁵O₃ + 3H₂ S⁺⁴O₃HCl + 3H₂ S⁺⁶O₄. Вещество, в котором степень окисления атома понижается за счет приобретения электронов, называется окислителем (здесь HClO₃), а вещество, в котором степень окисления атомов повышается за счет отдачи электронов — восстановителем (здесь H₂SO₃). При этом, окислитель восстанавливается, а восстановитель окисляется.

В органической химии окисление обычно рассматривают как процесс, в результате которого из-за перехода электрона от органического соединения к окислителю восрастает число или кратность кислородсодержащих (C-O, N-O, S-O) или уменьшается число водородсодержащих (C-H, N-H, S-H) связей. При восстановлении органических соединений в результате приобретения электронов происходят обратные процессы.

СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ (окислительное число), условный показатель, характеризующий заряд атома в соединениях. В молекулах с ионной связью совпадает с зарядом иона, напр. в NaCl степень окисления натрия +1, хлора -1. В ковалентных соединениях за степень окисления принимают заряд, который получил бы атом, если бы все пары электронов, осуществляющие химическую связь, были целиком перенесены к более электроотрицательным атомам, напр. в HCl степень окисления водорода +1, хлора 1. Понятие степень окисления используется, напр., при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций.