Задача № 2

Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза соли ZnCl₂.

Z nCl₂ → Zn²⁺ + 2 Cl^‾ Zn²⁺ → Zn(OH)₂ – слабое основание

Cl^‾ → HCl – сильная кислота

I . а) Zn²⁺ + H⁺/OH^‾ ZnOH⁺ + H⁺ среда кислая, рН<7

б ) Zn²⁺ + 2 Cl^‾ + HOH ZnOH⁺ + Cl^‾ + H⁺ + Cl^‾

_{0 0 0}

в) ZnCl₂ + HOH ZnOHCl + HCl

I I. а) ZnOH⁺ + HOH Zn(OH)₂ + H⁺

б) ZnOH⁺ + Cl^‾ + HOH Zn(OH)₂ + H⁺ + Cl^‾

_{0 0}

в) ZnOHCl + HOH Zn(OH)₂ + HCl

Вывод: соли, образованные слабыми основаниями и сильными кислотами подвергаются частичному гидролизу (по катиону), среда раствора кислая.

Задача № 3

Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза соли Al₂S₃.

Al₂S₃ → 2 Al³⁺ + 3 S^2- Al³⁺ → Al(OH)₃ – слабое основание

S^2- → H₂S – слабая кислота

а), б) 2 Al³⁺ + 3 S^2- + 6 HOH → 2 Al(OH)₃ ↓ + 3 H₂S↑

в) Al₂S₃ + 6 H₂O → 2 Al(OH)₃ + 3 H_2SS

Вывод: соли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами подвергаются полному (необратимому) гидролизу, среда раствора близка к нейтральной.

Алгоритм вывода константы гидролиза (К_г) соли Na₂CO₃ (по 1 ступени)

1. Составить краткое ионное уравнение, определив агрегатное состояние частиц.

2. J ₁ = J₂ (химическое равновесие), справедлив ЗДМ.

3. J₁ = [CO₃^2-]·[HOH]·k₁

4. J₂ = [HCO₃^‾ ]·[OH‾ ]·k₂

5. т.к. J₁ = J₂, то [CO₃^2-]·[HOH]·k₁ = [HCO₃^‾ ]·[OH‾ ]·k₂

6. т.к. k₁ и k₂ – const, то ^k1 = ^{[HCO3‾]·[OH‾]}

k₂ [CO₃^2-]·[HOH]

7. ^k1 = K_р = ^{[HCO3‾]·[OH‾]}

k₂ [CO₃^2-]·[HOH]

8. т.к. равновесная концентрация воды – [HOH] – const в разбавленном растворе любой соли, то преобразуем относительно постоянных величин выражение в п.7.

K_р·[HOH] = ^{[HCO3‾]·[OH‾]}

[CO₃^2-]

8. K_р·[HOH] = K_г

10. Кг₁(Na₂CO₃) = ^{[HCO3‾]·[OH‾]}

[CO₃^2-]

Тема 10. Окислительно-восстановительные реакции

О.В.Р. – реакции, которые протекают с изменением степени окисления (с.о.) атомов элементов, участвующих в реакции.

Степень окисления – условный заряд атома в соединении, вычисленный из предположения, что молекула состоит из ионов.

С.О. Можно определить:

а ) по формуле, помня: б) по П.С. Д.И. Менделеева

• Молекула – электронейтральна ● Высшая с.о. = № группы

= > ∑с.о. атомов всех элементов = 0. Исключения:

• М е проявляют с.о. c IB – Сu, Ag, Au

Ме – IА: Li, Na, K, … = +1 o VIII B – Fe, Co, Ni (O, F, He, Ne)

Me – IIA: Са, Mg, Ba, … = +2 n ● Низшая («-» с.о.)

Me – ША: Al, … = +3 s характерна для р-эл-тов (неметаллов)

t IV, V, VI, VII = № гр. - 8

а остальные Ме – переменные

_{-2 +1 -1 +2 -1}

• O (искл.: Н₂О₂; ОF₂)

_{+1 +1 -1}

• H (искл.: NaH^‾)

Сущностью о.в.р. является перераспределение электронов

Окисление – процесс отдачи электронов (алгебраическая величина с.о. возрастает).

Восстановление – процесс принятия электронов (алгебраическая величина с.о. уменьшается).

Окислитель – частица, принимающая электроны (окислитель восстанавливается)

Восстановитель – частица, отдающая электроны (восстановитель окисляется)

Число электронов, отданных восстановителем равно числу электронов, принятых окислителем

Восстановители:

1. Ме – простые вещества;

2. Сложные вещества, содержащие элемент в низшей с. о.