Лидин Р. А., Молочко В. А. Химия для абитуриентов. От средней школы к вузу

в разной степени-для диссоциации а -> 1, а для гидролиза

0,0014%), но этого оказьгоается достаточно, чтобы раствор стал слабощелочным (рН = 8,14).

Степень гидролиза по аниону зависит от степени дис­ социации слабой кислоты. Чем слабее кислота, тем выше степень гидролиза (ниже дан ряд анионов, расположенных по увеличению степени гидролиза, показан и продукт гидро: лиза-молекула кислоты или содержащий на один атом

(сравните с рядом уменьшения степени диссоциации слабых кислот; как видно; эти ряды совпадают). В приведенном ряду гидролизующихся анионов отсутствует ион Н2РС>4 , по­

степени (а « 90%) и растворы солей с этими анионами, например К 3РО>,; и: Ма28, сильнощелочные (рН = 12-13).

Итак, соли, образованные катионом, сильного основания и анионом слабой кислоты, подвергаются гидролизу'по аниону и создают в растворе щелочную среду. .?%.

Рассмотрим теперь гидролиз по катиону^:После необра­ тимой диссоциации растворенной соли, содержащей катион слабого основания МН3 • НГ20 -и о н 1ЧН^

В растворах солей аммония, образованных сильными кис­ лотами, среда будет слабокислотной (рН < 7). ~

Катионы многих металлов также подвергаются гидро­

70

лизу и подкисляют растворы их солеи, например:

диссоциация Р е (Ж )3)3 = Ре3+ + З Ж )3 ,

Степень гидролиза катионов увеличивается в следую­ щем порядке:

М§2+, №2+, Ьа3+, Мп2+, ИН+, Со2+, 2п2+, СЙ2+, Си2+,

Ре2+, РЬ2+, А13+, Сг3*, - Ре3+

Так, в 0,1М растворе соли М§2+, например М§(Ж>3)2, среда слабокислотная (рН = 6,2; а = 0,0006%), а в растворах СгС13 и РеС13-сильнокислотная (рН = 1-2, а = 3-30%).

Гидроксиды, отвечающие таким катионам^ металлов, например Мп(ОН)2 и А1(ОН)3, практически нерастворимы в воде, но если бц они обладали высокой растворимостью^ то были бы слабыми основаниями или амфотерными гидроксидами.

Соли, образованные очень сильно гидролизующимися катионами 8п2+, В13* и Ве2+, вообще не удается растворить в воде, так как гидроксокатионы *получаются в такой высокой концентрации, что превышается малая раствори­ мость соответствующей основной соли и она выпадает в цсадок:

8пС12 + Н20 = 8п(С1)ОН|.+ НС1,

В1(Ж)3)3 + Н20 = В1(Ж)3)2ОЩ + н ж ) 3,

2Ве804 + 2Н26 = Ве28р4(ОН)2| + Н28 0 4.

Итак,!соли, образованныекатиономсяабого основания (или амфотерного гидроксидами анионом сильной кислоты, под­ вергаются гидролизу по катиону и образуют' в растворе кислотную среду.

Соли, образованные катионами слабых оснований (кроме катиона:КН4 ) и анионами слабых/кислот, например сульфиды и ортофосфаты, малорастворимы в воде и об­ суждать их гидролиз не_имеет смысла. Наоборот, некоторые фториды и ацетаты этих катионов хорошо растворимы в воде, они гидролизуются (в разной степени) по катиону й аниону; среда раствора определяется тем ионом соли, у которого степень гидролиза выше (в большинстве Случаев выше стЬпень гидролиза катионов и среда раствора сла­ бокислотная).

71

2Ре3+ + 382“ = 2Ре8| + 84.

Соли, образованные катионами сильных оснований и кислот, гидролизуйне подвергаются; они лишь диссоциируют -при растворении в воде. В растворах таких солей, как КС1,

№N(>3, Ка28 0 4 и Ва12, среда нейтральная (рН = 7). Поскольку реакции гидролиза по катиону и аниону-об­

ратимые,'состояние равновесия можно сдвигать по принципу Ле Шателье.

Для увеличения стёйени гидролиза раствор соли можно либо разбавить (но не до предельного состояния почти чистой воды), либо подогреть (реакция гидролиза-эндо­ термическая, эндо-эффект —(} для наглядности перенесен с обратным знаком в левую, часть уравнения):

ЫН+ + Н20 + (?<=> *Щ3 • Н20 + Н + (—>).

т Л

добавление

Иногда кипячение раствора приводит к необратимой реакции гидролиза:

РеС13 + 2НгО Ш°°С > РеО(ОН)| + ЗНС1|.

При разбавлении и нагревании раствора* степень гидролиза увеличивается.

Для уменьшения степени (для подавления) гидролиза, помимо охлаждения раствора, применяют добавление иойов среды, образующейся вследствие гидролиза: *

а) Г’ + Н20 НР + ОН~ (<— )

в раствор (а) немного щелочи, а в раствор (б)-немного сильной кислоты. Щелочь создает высокую концентрацию ионов ОН”, а сильная кислота ^высокую концентрацию ионов Н + по сравнению с исходными растворами фторида металла и соли хрома(Ш). Соли, образующие осадки при гидролизе, можно удержать в растворе также добавлением

73

8.5. Определите (устно) молярную концентрацию гидроксида натрия в растворе: а) с концентрацией катионов'натрия 0;074 моль/л, б) с рН = 11. Ответа а) 0,074 моль/л, б) 0,001 моль/л.

8.6. Определите (устно): а) концентрацию, катионов и анионов в 0,05М растворе сульфата натрия, б) количество катионов и анионов в 200 мл этого раствора. Ответ: *а) 0,1 моль/л (Т^а+), 0,05 моль/л (8 0 |“), б) 0,02 моль (Иа+), 6,01 моль (80^).

-8.7. Рассчитайте (устно) водородный показатель рН: а) 0,01М раствора хлороводорода, б) 0,01М раствора гидроксида , лития.

8.9. Определите (устно) молярную концентрацию гидроксидионов в растворе, где рН равно: а) 4, б) 10. Ответ: а) 1 • 10“ 10 моль/л, б) 1 • 10“ 4 моль/л. ;

8.10.Имеются два раствора уксусной кислоты, в которых степень диссоциации растворенного вещества равна 1,34% и 4,25%. Укажите (не прибегая к расчету), ,в каком из растворов объемом 0,25 л содержится больше катионов водорода.

8.11.Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций двойного обмена в растворе:

8.12.Составьте возможные молекулярные уравнения реакций по

8.13. Определите, возможно ли совместное существование

75

Вещество, частицы которого содержат окисляющиеся атомы, выполняет в реакции функцию восстановителя.

Вданном примере восстановитель - сероводород Н28. ‘ Вещества, являющиеся, окислителями во многих реак­

циях, представляют собой типичные (сильные) окислители. К ним относятся -Р2, С12, 0 2, КСЮ3, НСЮ3, Н28 0 4, НЖ>3, КМ п04, М п02, К 2Сг20 7, РЬ02 и др. Типичными (сильными) восстановителями являются Н2* С (графит), 2п, А1, Са, К1, НС1 (конц.), Н28, СО и др. .

Многие вещества могут в большом числе реакций прояв­ лять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Ктаким веществам принадлежат КЖ>2, Н20 2, 8 0 2, Ка28 0 3

идр.

Окислительно-восстановительные свойства вещества, свя­ заны с положением элементов в Периодической системе Д.И. Менделеева. Простые вещества-неметаллы облада­

В каждой группе* Периодической системы-элемент с больш им порядковым номером будет обладать и боль­ шими восстановительными свойствами вясвоей группе, а элемент с меньшим порядковым номером - большими окислительными свойствами. Так, С12-более сильный окислитель и более слабый восстановитель, чем 12; Н>Ю2более сильный окислитель и более слабый восстанови­ тель замечет азота(Ш), чем Н3А803 за счет мышьяка(Ш)

степени окисления,, будут восстановителями-за счет этих атомов; например,^>Щ3восстановитель за счет азота(—III), Н28 -за счет серы(—II), КЛ-за счет иода(—I) и т.д. Соеди­ нения, включающие атомы, элементов в высокой степени окисления, будут окислителями; например, НЖ>3-окис­ литель за счет азота(-нУ), КМ п04-за счет марганца(+УП), К2Сг20 7-за счет хрома(+У1) и т.д.

Подбор* коэффициентов в уравнениях окислительно-вос­ становительных реакций. Для этого используются два метода-электронного балансами электронно-ионного ба­

78

окисления, и^выписывают их отдельно:

в) подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакций так, чтобы закон сохранения заряда выполнял­ ся для реакции в, целом, т.е. число принятых электронов в полуреакции восстановления, делаютравным числу от­ данных электронов в полуреакции окисления:

г) проставляют (по найденным множителям) стехиомет­ рические коэффициенты в схему реакции (коэффициент 1 опускается).

ЗМпСОз + КСЮ3 = ЗМп02 4- КС1 4- С02;

д) уравнивают числа атомов тех элементов, которые не изменяют своей степени, окисления (если та.ких элементов два, то достаточно уравнять число атомов одного из них, а по второму-провести проверку). Получают уравнение химической реакции с подобранными коэффициентами:

Метод электронного баланса используют для подбора коэффициентов в уравнениях реакций между веществами, не находящимися в водном растворе, а также между вещест­ вами в водном растворе, если эти вещества и продукты

С11 —2е~ =0™ 1 3

79