64. Гідроліз солей. Константа і ступінь гідролізу. Кислотність водних розчинів солей, що гідролізують.

Гідроліз – це обмінна взаємодія речовин з водою, під час якої складові частини речовини сполучаються зі складовими частинами води.

Зміст процесу гідролізу солей полягає в тому, що іони солі зв’язують складові частини води (Н⁺ , ОН^-) з утворенням малодисоційованого електроліту. Загальне рівняння гідролізу солей, в якому супроводжується зв’язування гідроксид-іонів води катіонами металу:

Ме⁺ + А^- + Н₂О  МеОН + Н⁺ + А^-

Ме⁺ + Н₂О  МеОН + Н⁺

Для групи солей, в яких відбувається зв’язування іонів Н⁺ води аніонами солі з утворенням слабкої кислоти:

А^- + Н₂О <=> НА + ОН^-

Загальне рівняння гідролізу:

Ме⁺ + А^- + Н₂О  МеОН + НА

Гідроліз солей – оборотний процес до реакції нейтралізації слабких кислот чи слабких основ.

В солях, утворених слабкими основами і сильними кислотами, з іонами води взаємодіє катіон металу з утворенням малорозчинної основи і сильної кислоти, середовище стає кислим. В солях, утворених сильною основою і слабкою кислотою, з іонами води взаємодіє аніон солі з утворенням слабкої кислоти і сильної основи, середовище стає лужним. Солі, утворені слабкими і основою, і кислотою, гідролізують одночасно за катіоном і аніоном з утворенням двох слабких електролітів, середовище залежить від вихідної речовини. А солі, утворені сильними основою і кислотою гідролізу не підлягають, середовище нейтральне.

Гідроліз є процесом оборотним, його рівновагу характеризують константою гідролізу. Для солей, утворених слабкою основою і сильною кислотою: Кг = Кв/Косн.

Для солей, утворених сильною основою і слабкою кислотою:

Кг = Кв/Ккисл.

Для солей, утворених слабкими основами і кислотами:

Кг = Кв/Косн.+Ккисл.

Стан рівноваги оборотного процесу гідролізу кількісно визначають ступенем гідролізу. Він дорівнює відношенню числа молекул солі, які зазнали гідролізу Nгідр., до числа молекул розчиненої солі N.

бета = Nгідр./ N = Сгідр./ С

Сгідр. і С – відповідно молярні концентрації гідролізованої та негідролізованої солі в розчині. Стан рівноваги солі залежить від природи солі, її концентрації у розчині та температури.

Кг = (бета²/1-бета)*С=бета²*С

65. Окиснення та відновлення. Окисники та відновники. Окисно-відновні реакції у водних розчинах, приклади рівнянь в молекулярному та іонному вигляді.

Окиснення – це процес віддавання електронів частинками речовини. Відновлення – процес приєднання електронів частинками речовини. Процеси окиснення-відновлення – це реакції, внаслідок перебігу яких відбувається зміна ступенів окиснення елементів.

У цих процесах можуть брати участь молекули, атоми або іони реагуючих речовин. Частинки, які приєднують електрони, називають окисниками, а частинки, які віддають електрони, - відновниками.

Процеси окиснення і відновлення споріднені між собою. Коли одна речовина оддає електрони й окиснюється, то обов’язково є інша речовина, яка приєднує ці електрони і відновлюється. Обидва процеси відбуваються сумісно, тобто не може відбуватися окиснення без одночасного відновлення. У кожній реакції число електронів, відданих молекулами відновника, дорівнює числу електронів, приєднаних молекулами окисника.

В разі звичайного перебігу реакцій відновлення і окиснення перехід електронів відбувається в будь-яких точках реакційного об’єму. Енергетичні ефекти виявляються у формі теплоти. За таким механізмом відбуваються окисно-відновні реакції в розчинах речовин.

Fe⁰ + Cu²⁺SO4 = Fe²⁺SO4 + Cu⁰

Fe⁰ + Cu²⁺ = Fe²⁺ + Cu⁰

Відновниками є атоми заліза, які віддають електрони окисникам – іонам міді(ІІ).