Степень и константа гидролиза

Степень гидролиза (h) – доля вещества, подвергшаяся гидролизу (отношение числа молекул, подвергшихся гидролизу, к общему числу молекул):

.

(38)

Степень гидролиза зависит от:

1. константы диссоциации образующегося слабого электролита (чем слабее образующиеся кислота и/или основание, тем больше h),

2. температуры (h возрастает при увеличении температуры),

3. концентрации соли (h увеличивается при уменьшении концентрации соли, то есть при разбавлении),

4. кислотности среды (от pH раствора).

Константа гидролиза – константа равновесия обратимого процесса гидролиза:

KF + H₂O Û HCN + KOH

(концентрация воды в выражение для константы гидролиза не входит, так как вода – растворитель, ее концентрацию можно считать величиной постоянной).

HF – слабая кислота, диссоциирует обратимо: HF Û H⁺ + F ^–.

.

Подставляя эту величину в формулу для константы гидролиза, получаем

.

Константа гидролиза зависит от природы соли и от температуры, но не зависит от концентрации соли.

Для солей, образованных слабой кислотой (гидролиз по аниону),

.

(39)

Для солей, образованных слабым основанием (гидролиз по катиону),

.

(40)

Для солей, гидролизующихся и по катиону, и по аниону,

.

(41)

Чем слабее образующиеся кислота и/или основание, то есть, чем меньше их константа диссоциации, тем больше константа гидролиза, тем сильнее гидролизуется соль. Величина константы гидролиза возрастает также с увеличением температуры.

Окислительно-восстановительные реакции

Реакции, протекающие с изменением степеней окисления одного или нескольких реагирующих веществ, называются окислительно-восстанови-тельными .

Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, рассчитанный исходя из предположения, что она состоит из ионов. При определении степени окисления пользуются следующими правилами:

1) степень окисления атома в молекулах простых веществ равна нулю, например:

Сl₂°, Na°, Н₂°

2) степень окисления водорода во всех соединениях, кроме гидридов, равна +1;

3) степень окисления кислорода во всех соединениях, кроме фторида кислорода OF₂ и перекисных соединений, равна -2;

4) молекула простого вещества электронейтральна, т. е. сумма степеней окисления всех атомов молекулы равна нулю.

Рассчитаем степень окисления хрома в бихромате калия K₂Cr₂O₇

2 * (+1) + 2 x + 7 * (-2) = 0 2х = 12 x = +6

Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями, процесс отдачи электронов называется окислением. Атомы, молекулы или ионы, принимающие электроны, называются окислителями, процесс принятия электронов называется восстановлением. В окислительно-восстановительной реакции число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

Окислительно-восстановительные свойства зависят от строения цен-тральных атомов и проявляемой степени окисления. В периоде с ростом заряда ядра окислительные свойства возрастают, а восстановительные уменьшаются. В главных подгруппах сверху вниз окислительные свойства уменьшаются, восстановительные – увеличиваются.

Вещества, в состав которых входят элементы в высшей положительной степени окисления, являются окислителями, например:

_{+7 +6 +5 +6}

КМnО₄ К₂Сr₂О₇ HNO₃ H₂SO₄ (конц. )

Вещества, в состав которых входят элементы в отрицательной степени окисления, являются восстановителями, например:

_{-2 -3 -1}

Н ₂S HN₃ KI

Вещества, с промежуточной степенью окисления центрального атома, могут быть и окислителями, и восстановителями, например:

_{-1 +4 +3}

H₂O₂ Na₂SO₃ NaNO₂

Глубина изменения степени окисления центральных атомов зависит от температуры, концентрации и активности реагентов, а также от рН среды. Например, перманганат-ион, в зависимости от рН среды, восстанавливается следующим образом :

Н⁺

 Mn ²⁺

Н₂О

MnO₄^  MnO₂

OН^

 MnO₄^2

Ход реакции зависит и от силы окислителя и восстановителя, например, тиосульфат-ион окисляется, в зависимости от силы окислителя, по схеме : сильный окислитель ( С1₂)

 2 S О₄ ^2-

окислитель средней силы ( Br₂ )

S₂ О₃ ^2-  S + S О₄ ^2-

слабый окислитель ( 1₂)

 S₄ О₆ ^2-

Способы составления уравнений

окислительно-восстановительных реакций

Применяется два метода составления уравнений окислительно-восста-новительных реакций : электронного баланса и электронно-ионный ( метод полуреакций ).