Факторы, влияющие на степень гидролиза

1. Природа соли

Чем слабее основание и кислота, образующие соль, тем она сильнее гидролизуется.

2. Концентрация соли

При разбавлении степень гидролиза растет, так как растет число молекул воды, являющихся исходным веществом в реакции гидролиза, поэтому, по принципу Ле Шателье, равновесие смещается вправо

3. Температура

Гидролиз является эндотермическим процессом, поэтому при повышении температуры степень гидролиза увеличивается, так как равновесие смещается вправо.

4. Присутствие одноименных ионов

Если в раствор соли, имеющий кислую реакцию, добавить кислоту (т.е. ионы ), то равновесие сместится влево и гидролиз ослабится.

Если добавить щелочь (т.е. ионы ), катионы будут связываться в молекулы H₂O, и равновесие сместится вправо. Гидролиз усилится.

Аналогично, если в раствор соли, имеющий щелочную реакцию, добавить щелочь, гидролиз ослабится, а при добавлении кислоты – усилится.

Часто необходимо подавить гидролиз. Для этого растворы солей следует хранить в концентрированном виде при низких температурах.

Правила гидролиза

1. Гидролиз идет только по слабому иону.

2. Характер среды определяется ионами сильного электролита.

3. Однозарядные ионы гидролизуются с образованием слабого основания или слабой кислоты.

4. Многозарядные ионы подвергаются гидролизу только по I ступени с образованием кислой или основной соли.

5. При создании специальных условий многозарядные ионы подвергаются ступенчатому гидролизу.

Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, протекающие с изменением степени окисления.

Степень окисления (СтО) – это условный заряд, который возникает на атоме в результате частичного или полного смещения электронов при образовании химической связи.

Степень окисления может быть положительной, отрицательной или нулевой. Атомы одного и того же элемента в разных соединениях проявляют различные степени окисления.

Степень окисления показывает, сколько электронов смещено от атома данного элемента (положительная степень окисления) или к атому данного элемента (отрицательная степень окисления). Смещение электронов происходит к наиболее электроотрицательному элементу.

Нулевую степень окисления имеют атомы в молекулах простых веществ (образованных атомами одного элемента). В них элементы имеют абсолютно одинаковые электроотрицательности и электроны не смещаются ни к одному из атомов.

Правила определения степени окисления

1. Существуют элементы, проявляющие во всех молекулах сложных веществ постоянную степень окисления:

– Элементы І группы главной подгруппы (щелочные металлы): Li⁺, Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺, а также Ag⁺;

– Водород Н⁺ (кроме гидридов металлов )

– Элементы ІІ группы главной подгруппы (щелочно-земельные металлы): Be⁺², Mg⁺², Ca⁺², Sr⁺², Ba⁺²; а также Zn⁺²;

– Элементы ІІІ группы главной подгруппы: B⁺³, Al⁺³;

– Кислород О^-2, кроме пероксидов ( , , ), надпероксидов , озонидов и фторида кислорода .

2. Высшая степень окисления элемента равна номеру группы элемента N в периодической системе. СтО_max = N:

Cl⁺⁷(VII гр.), S⁺⁶(VI гр.), N⁺⁵(V гр.), Mn⁺⁷(VII гр.), Cu⁺²(II гр.).

Низшая степень окисления элемента равна: СтО_min = N – 8:

Cl^–(VII гр.), S^–2(VI гр.), N^–3(V гр.), C^–4(IV гр.).

3. Степени окисления элементов в сложных веществах определяются, исходя из правила: сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю, в ионе – заряду иона.

Пример: В молекуле дихромата калия K₂Cr₂O₇ степени окисления калия и кислорода постоянны: К⁺¹, О^‑2 ; степень окисления хрома является переменной, ее необходимо определить.

Так как сумма всех степеней окисления в молекуле равна нулю, можно составить уравнение, обозначив степень окисления хрома за х:

2(+1) + 2х + 7(-2) = 0,

откуда х = 6.

Степень окисления хрома равна +6:

Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.

Частицы, отдающие электроны – восстановители.

В процессе окисления степень окисления восстановителя повышается.

Восстановление – процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

Частицы, принимающие электроны – окислители.

В процессе восстановления степень окисления окислителя понижается.

Процесс передачи электронов от восстановителя к окислителю подчиняется правилу электронного баланса: число электронов отданных восстановителем всегда должно быть равно числу электронов принятых окислителем.

Существует два метода составления уравнений окислительно-восстановительных реакций: метод электронного баланса и метод полуреакций (ионно-электронный метод).