VI. Ионно-молекулярные реакции. Гидролиз солей.

Пример 1. Написать ионно-молекулярные и молекулярное уравнения гидролиза соли сульфата меди (II) по I-ой ступени. Определить реакцию среды (рН).

Решение. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой: СuSO₄ → Cu²⁺ + SO₄^2–,

Cu²⁺ + НОН ↔ CuОН⁺ + Н⁺

краткое ионно-молекулярное уравнение гидролиза,

Cu²⁺ + НОН + SO₄^2– ↔ CuОН⁺ + Н⁺ + SO₄^2–

полное ионно-молекулярное уравнение гидролиза,

2СuSO₄ + 2Н₂О ↔ (CuОН)₂SO₄ + Н₂SO₄

молекулярное уравнение гидролиза.

Гидролиз по катиону приводит к связыванию гидроксид-ионов воды и накоплению ионов водорода, образуя кислую среду: рН < 7.

Пример 2. Написать ионно-молекулярные и молекулярное уравнения гидролиза соли сульфита калия по I-ой ступени. Определить реакцию среды (рН).

Решение. Соль образована слабой кислотой и сильным основанием:

К₂SO₃ → 2К⁺ + SO₃^2–,

SO₃^2– + НОН ↔ НSO₃^– + ОН^–,

2К⁺ + SO₃^2– + НОН ↔ НSO₃^– + ОН^– + 2К⁺,

К₂SO₃ + НОН ↔ КНSO₃ + КОН.

Гидролиз по аниону приводит к связыванию ионов водорода воды и накоплению гидроксид-ионов, создавая щелочную среду: рН > 7.

VII. Окислительно-восстановительные реакции

Пример 1. Исходя из степени окисления (п) азота, серы и марганца в соединениях NН₃, HNO₂, HNO₃, H₂S, Н₂SO₃, Н₂SО₄, MnO₂ и КМnO₄, определите, какие из них могут быть только восстановителями, только окислителями и какие проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства.

Решение. Степень окисления азота в указанных соединениях соответственно равна: -3 (низшая), +3 (промежуточная), +5 (выс­шая); n(S), соответственно, равна: -2 (низшая), +4 (промежуточная), +6 (высшая); n(Мn), соответственно, равна: + 4 (промежуточная), +7 (высшая). Отсюда: NН₃, H₂S — только восстановители; HNO₃, H₂SO₄, КMnО₄ — только окислители; НNО₂, Н₂SО₃, MnO₂ — окислители и восстановители.

Пример 2. Могут ли происходить окислительно-восста­новительные реакции между следующими веществами: a) H₂S и HI; б) H₂S и Н₂SО₃; в) Н₂SО₃ и НС1O₄?

Решение:

а) Степень окисления в Н₂S n(S) = -2; в HI n(I) = -1. Так как и сера и йод находятся в своей низшей степени окис­ления, то оба вещества проявляют только восстановительные свойства и взаимодействовать друг с другом не могут;

б) в H₂S n(S) = -2 (низшая), в H₂SO₃ n(S) = +4 (промежуточная). Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, при­чем, Н₂SО₃ является окислителем;

в) в Н₂SO₃ n(s) = +4 (промежуточная); в НС1O₄ n(Сl) = +7 (высшая). Взятые вещества могут взаимодействовать, Н₂SО₃ в этом случае будет проявлять восстановительные свойства.

Пример 3. Составьте уравнения окислительно-восстано­вительной реакции, идущей по схеме:

_{+7 +3 +2 +5}

KMnO₄ + H₃PO₃ + H₂SO₄ → MnSO₄ + H₃PO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Решение. Если в условии задачи даны как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия, то написание уравнения реакции сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов. Коэффициенты определяют методом электрон­ного баланса с помощью электронных уравнений. Вычисляем, как изменяют степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях:

восстановитель 5 Р³⁺ – 2ē = Р⁵⁺ процесс окисления

окислитель 2 Mn⁷⁺ + 5ē = Mn²⁺ процесс восстановления

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которые присоединяет окислитель. Общее наименьшее

кратное для отданных и принятых электронов 10. Разделив это число на 5, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его окисления. Коэффициент перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором. Уравнение реакции будет иметь вид:

2KMnO₄ + 5H₃PO₃ + 2H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5H₃PO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O