43. Гидролиз солей.

-разложение солей под действием воды.

С точки зрения теории электрической диссоциации, кислота – вещ-во, кот-е в водном раст-ре отщепляет только 1-н вид катионов – Н⁺. Н_nA«nH⁺+A^n-.Основание – такое вещ-во,кот-е в водном р-ре отщепляет только 1-н вид анионов – анионы гидроксила. Me(OH)p «Me^p++pOH^- - нейтрализация. Наряду с кислотами и основ-ми сущ-ют амфолиты – вещ-ва, кот-е в зависимости от величины РН могут дисс-ть или по схеме кис-ты или по схеме основ-я. Zn(OH)₂, Cr(OH)₃.. Zn(OH)₂«Zn²⁺ +2OH^-«H₂ZnO₂«2H⁺+ZnO₂^2- Гидролиз – реакция обратная р-ции нейтрализации. Если ра-ряем соль в воде, то соль диссоц-т на ионы (катион и анион), но одновременно вода диссоц-т на катион водорода и ОН^-. Ионы соли могут связываться с Н⁺ и ОН^-. Если степень связанности Н⁺ с ионами соли будет >, чем ОН^-, то р-р соли перейдет в щелочную реакцию, если будут > связаны ОН^-, то в кислую р-ю.

Примеры гидролиза.

1) соль слабой к-ты и сильного основ-я.

CH₃COONa«CH₃COO^-+Na⁺

H₂O« Н⁺+ OH^-

CH₃COONa+ H₂O® CH₃COOH+NaOH

Раствор соли, образов-й слабой кисло-й и силь-м основанием имеет РН>7

Константа гидролиза К_Г – это константа равновесия реакции гидролиза.

К_Г = Кв/К_Д[CH3COOH]

К_Г = [CH3COOH] [OH^-]/[CH3COO^-] [H20] К_Г = [CH3COOH] [OH] [H⁺]/[CH3COO^-] [H⁺]

К_{Д CH3COOH} =[CH3COOH^-] [H⁺]/[CH3COOH]

2) соль слабой 2-х – основной кислоты и сильного основания.

1 ступень: Na2CO3+H20=NaHCO3+NaOH 2 ступень: NaHCO3 +H20= NaOH+H2CO3

{ионный вид} РН>7 {ионный вид} PH>7

3) cоль сильной к-ты и слабого основания

NH4Cl+H20=HCL+NH4OH PH>7

4)соль сильной к-ты и слаб многоатомного основ-я Al₂CO₃®AlOHCl2®Al(OH)2Cl®Al(0H)3

5) соль сильной к-ты и силь. основ-я

KNO3+H2O=KOH+HNO3 Гидролизу не подвергается.Р-р такой соли имеет нейтральную р-цию. РН=7

6) соль слаб к-ты и слаб основ-я CH3COONH4+H20=CH3COOH+NH4OH

К_Г = Кв/К_{Д CH3COOH}К_{Д NH4OH} Если к-та сильнее основания , то р-р имеет кислую р-цию, если основ-е сильнее, то щелоч-ю реакц-ю

7 ) соль очень слаб к-ты и очень слаб основ-я Al2S3+6H20=2Al(OH)3Ї+3H2S2­. Соль подвергается полному гидролитическому разложению.

Степень гидролиза h=число гидролизов молей соли / общ число растворен-х молей соли *100%. h увеличив-я с ростом t° и с ростом разбавления. h­ при t­ т.к. Кв­ с ростом ­

SbCl3+2H20«ЇSb(OH)2Cl+2HCl РН>7 Р-ры многих солей во избежание гидролиза можно хранить в подкисленном или в подщелочном виде.

44. Окислительно-восстановительные реакции. Ионно-электронный метод подбора коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях.

Окислительно-восстановительные процессы связаны с перераспределением электронов между атомами или ионами веществ, участвующих в реакции. Принято считать процесс отдачи веществом электронов окислением, а процесс присоединения электронов – восстановлением. Если одно вещество теряет электроны, то другое вещество, участвующее в реакции, должно их присоединить, при этом общее число электронов, отдаваемых восстановителем, должно быть равно общему числу электронов, присоединяемых окислителем.

Процесс окисления-воостановления с участием кислородсодержащих ионов является сложным процессом, поскольку одновременно с переходом электронов от восстановителя к окислителю происходит разрыв ковалентных связей. Такие реакции протекают с участием молекул или ионов среды. Существует несколько методов составления окислительно-восстановительных реакций, наиболее совершенным среди которых является ионно-электронный метод. Сущность этого метода заключается в следующем:

1. Вначале составляют частные уравнения процесса окисления и процесса восстановления, записывая вещества в той форме, в которой они существуют в растворе: сильные электролиты в ионной форме, слабые – в молекулярной.

2. С участием ионов среды (Н⁺ в кислой, ОН^- в щелочной) или молекул H₂O осуществляют материальный баланс, а затем электронный баланс.

3. Составленные частные уравнения суммируют, умножая на соответствующие коэффициенты, подобранные таким образом, чтобы число электронов, теряемых восстановителем, было бы равно числу электронов, приобретаемых окислителем. В результате получают ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции.

4. Переносят соответствующие коэффициенты из ионного уравнения в уравнение реакции, написанное в молекулярной форме, и уравнивают количество ионов, не принимавших участие в процессе окисления и восстановления.

Пример: