30. Гидролиз солей. Константа и степень гидролиза.
Гидролизом назыается
взаимодействие вещества с водой, при
котором составные части вещества
соединяются с составными частями воды.
Гидролизу подвержены соединения
различных классов. Рассмотрим гидролиз
солей. Реакция взаимодействия солей с
водой с образованием кислоты и основания
есть гидролиз солей. В реакции гидролиза
вступают соли, образованные слабой
кислотой и слабым основанием, или слабой
кислотой и сильным основанием, или
слабым основанием и сильной кислотой.
Соли, образованные сильной кислотой и
сильным основанием гидролизу не
подвергаются; нейтрализация в этом
случае сводится к процессу:
,
а обратная реакция - разложение воды на
ионы - протекает в ничтожно малой степени.
Гидролиз соли, образованной сльным основанием и слабой кислотой идёт ступенчато, в основном по первой ступени. Растворы таких солей имеют щелочную реакцию. При гидролизе солей, образованных слабым основанием и сльной кислотой образуются растворы, имеющие кислую реакцию. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, подвергаются полному гидролизу, т.е. не остаётся ни ионов водорода, ни гидроксид-ионов.
Запишем уравнение
гидролиза в общем виде:
.
Этому равновесию соответствует константа:
.
Концентрация воды практически постоянная
величина. Обозначая К[H2O]=Kг, получим:
.
Величина Кг называется константой
гидролиза соли. Её значение характеризует
способность данной солиподвергаться
гидролизу; чем больше Кг, тем в большей
степени протекает гидролиз.
Для случая соли,
образованной слабой кислотой и сильным
основанием, константа гидролиза связана
с константой диссоциации кислоты
зависимостью:
.
Это уравнение показывает, что чем слабее
кислота, тем в большей степени подвергаются
гидролизу её соли. Аналогично, для солей,
образованных слабым основанием и сильной
кислотой:
.
Поэтому, чем слабее основание, тем в
большей степени подвергаются гидролизу
образованные им соли.
31. Степень окисления и валентность элементов. Окислительные числа. Процессы окисления и восст-ния, окислитель и восстановитель.
Неравномерность распределения электронов между атомами в соединениях получила название окисленности. Степенью окисления атома в молекуле называется заряд данного атома, вызванный смещением валентных электронов в сторону более электроотрицательного атома. При этом элемент, электроны которого смещаются к атомам другого элемента, проявляет положительную степень окисления, а тот элемент, к атомам которого эти электроны смещаются, - отрицательную. Число электронов, смещённых от одного атома данного элемента или к одному атому данного элемента, называется окислительным числом.
Реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, называются окислительно-восстановительными. Процесс отдачи электронов, сопровождающийся повышением степени окисления элемента, называется окислением. А процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления элемента, называется восстановлением. Вещество, в состав которого входит окисляющийся элемент, называется восстановителем, а вещество, содержащее восстанавливающийся элемент, - окислителем.
Суть ОВР: число электронов, отдаваемых молекулами восстановителя, равно числу электронов, присоединяемых молекулами окислителя.
Типичными восстановителями являются активные металлы, такие как аллюминий, магний, натрий, калий, цинк и др., соединения металлов, в которых степень окисления металла велика: аммиачный раствор оксида серебра, сульфата меди; хлорид ртути, диоксид свинца и др. Восстановителям могут также быть соединения, которые содержат неметаллы, проявляющие отрицательную степень окисления. Важнейшими восстановителями являются водород, углерод и оксид углерода (II).
К сильным окислителям принадлежат неметаллы верхней части VI и VII групп периодической системы. Самые сильные окислители - это фтор, но на практике чаще всего используют кислород, хлор и бром. К соединениям, используемым в качестве окислителей, относятся кислоты, особенно, соляная, серная и азотная.
Составление уравнений ОВР проводится в определённом порядке:
1. Составить схему реакции с указанием исходных и образующихся веществ;
2. определить степени окисления элементов в веществах правой и левой части схемы; отметить элементы, степень окисления которых изменилась;
3.составить уравнения процессов восстановления и окисления; найти отношение числа электронов, принимаемых при восстановлении и отдаваемых при окислении;
4. Сложить уравнения окисления и восстановления с учётом найденного отношения числа электронов.