При составлении уравнений обратимого гидролиза по первой стадии следует при­держиваться следующего алгоритма:

Образец №1. Соль образована слабой кислотой и сильным основанием

1. Записать уравнение диссоциации соли. Na₂CО₃  2Na⁺ + CО₃^2-

слабый анион

2. Выбрать слабый ион: катион или анион.

3. Записать его взаимодействие с водой. CО₃^2- + Н⁺ОН^-  НСО₃ ^- +ОН^-

4. Определить среду раствора: ОН^- - щелочная среда, Н⁺ - кислая среда, отсутствие Н⁺ и ОН^- нейтральная.

Это случай гидролиза по аниону.

Образец №2. Соль образована сильной кислотой и слабым основанием

1. Записать уравнение диссоциации соли. FeCl₃  Fe³⁺ +3Cl ^-

слабый катион

2. Выбрать слабый ион: катион или анион.

3. Записать его взаимодействие с водой. Fe³⁺ + Н⁺ОН^-  Fe ОН²⁺+Н⁺

4. Определить среду раствора кислая

Это случай гидролиза по катиону.

Если соль образована слабой кислотой и слабым основанием (например, NH₄NO₂), то проходит гидролиз и по катиону и по аниону.

Гидролиз солей, образованных многоосновными кислотами и многокислотными основаниями идет ступенчато. Каждая последующая стадия идет в меньшей степени, чем предыдущая.

Порядок выполнения работы

Оборудование и реактивы:

штатив с пробирками; универсальная индикаторная бумажка, растворы солей

сульфата натрия, нитрата меди (II), сульфида натрия.

Задание №1 Испытание растворов солей индикатором. Налейте в пробирку немного раствора каждой соли, а затем испытайте действие растворов этих солей на универсальной индикаторной бумажке. Занесите данные в таблицу, укажите среду раствора знаком «+».

Формула соли	Среда раствора			Укажите, каким основанием и кислотой (сильными или слабыми) образована соль.
	Нейтральная	Кислая	Щелочная

Сделайте вывод: ______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________.

Задание №2. Напишите уравнения реакций гидролиза соли, раствор которой имел кислую среду.

1. стадия:

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Задание №3. Напишите уравнения реакций гидролиза соли, раствор которой имел щелочную среду.

1. стадия:

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Контрольные вопросы

1. Что называется гидролизом соли?

2. В чем сущность гидролиза солей?

3. Какие соли подвергаются гидролизу?

4. Какие соли гидролизуются по аниону? Почему? Приведите примеры таких солей.

5. Какие соли гидролизуются по катиону? Почему? Приведите примеры таких солей.

6. Какие соли гидролизуются и по катиону и по аниону? Приведите примеры таких солей.

7. Для каких солей гидролиз протекает необратимо? Приведите примеры таких солей.

8. Какие соли не гидролизуются? Почему?

9. Какие соли гидролизуются ступенчато? Приведите примеры таких солей.

Литература Ерохин Ю.М. «Химия» Москва: Академа, 2003г. Гл 6, стр. 82 - 85.

Практическое занятие №2

«Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса».

Цель: систематизация и углубление знания об окислительно-восстановительных реакциях, отработка практического навыка в составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса.

Теория.

Окислительно-восстановительными называются реакции, в ходе которых хотя бы один элемент изменил свою степень окисления.

ПРАВИЛА ОПРЕДЕЛЕНИЯ СТЕПЕНЕЙ ОКИСЛЕНИЯ

(с примерами)

1. У свободных атомов и у простых веществ с. о. равна 0.

Н₂, Ва, N₂, S, Al, Сu, F₂.

2. Металлы во всех соединениях имеют положительную с. о. (ее максимальное значение равно номеру группы - для элементов главных подгрупп):

а) у металлов главной подгруппы I группы +1;

б) у металлов главной подгруппы II группы +2;

в) у алюминия +3.

K₂⁺О, Ca⁺²CО₃, Al⁺³Cl₃, Li₃⁺N, Ba⁺²SO₄, Mg⁺²(NO₃)₂.

3. В соединениях кислород имеет с. о. -2 (исключения: OF₂ - +2, и пероксиды: Н₂O₂, К₂O₂ - -1).

Н₂СO₃^-2, К₂О^-2

4. В соединениях с неметаллами у водорода с. о. +1, а с металлами-1:

H⁺Cl, КН ^-1, NH₃⁺.

5. В соединениях сумма с. о. всех атомов равна 0.

Образец. Н₂⁺С ^х O₃^-2

+1 2 +х + (-2) 3=0

х=+4 (С⁺⁴)

Теория окислительно-восстановительных реакций

Атомы, молекулы и ионы, отдающие электроны; называются вос­становителями. Во время реакции они окисляются. Например: Al – Зе^- →Аl ⁰; Н₂⁰ - 2е → 2Н⁺; 2Сl^- - 2е^-  С1₂°

При окислении степень окисления повышается.

Из простых веществ важнейшими восстановителями являются ме­таллы, водород, уголь и др., среди сложных - восстановительными свойствами будут обладать те, в которых имеются атомы элементов с низшей степенью окисления:

HI^-, HCl^-, N^-3H_3,,H₂S ^-2 и др.

Чем ниже степень окисления элемента, чем меньше его электроот­рицательность, тем сильнее восстановительные свойства.

Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называ­ются окислителями. В ходе реакции они восстанавливаются. Например:

S⁰ + 2ё → S ^-2; С1₂ + 2ё → 2Сl^-; Fe ⁺³ + ё → Fe⁺²

При восстановлении степень окисления понижается.

Из простых веществ важнейшими окислителями являются галоге­ны и кислород, среди сложных веществ окислительными свойствами будут обладать те, в состав которых входят атомы с высшей степенью окисления:

КМп⁺⁷О₄; К₂Сr₂ ⁺⁶O₇; Си⁺²О; Fe⁺³Cl₃ и др.

Чем выше степень окисления элемента и больше его электроотри­цательность, тем сильнее окислительные свойства.