Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Химия. Учебное пособие-2
.pdf
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Если растворённая в воде соль содержит ионы-
остатки слабых кислот или слабых оснований, то происходит
процесс
гидролиза соли – обменной реакции ионов соли с
молекулами воды, приводящей к образованию молекул и ионов новых слабых электролитов.
Основные правила написания реакций гидролиза:
1. Гидролизу подвергаются анионы слабых кислот и
катионы слабых оснований, входящих в состав соли.
2. Гидролиз – процесс ступенчатый. На каждой ступе-
ни один гидролизующийся ион реагирует с одной молекулой
воды.
3. В обычных условиях гидролиз протекает только по
первой ступени. Гидролиз усиливается при нагревании и
разбавлении растворов солей.
4. Гидролиз – процесс, как
правило, обратимый, его
равновесие можно смещать. Добавление одноименных ионов
+
(Н
или ОН−), выделяющихся в процессе гидролиза, смеща-
ет равновесие в сторону уменьшения гидролиза. Добавление
противоположных ионов, связывающих выделяющиеся ионы
+
Н
и ОН− в молекулы воды, смещает равновесие в сторону
усиления гидролиза.
Типы реакций гидролиза
1. Соль образована ионами сильного основания и
сильной кислоты (например, NaCl, KNO
и др.).
3
NaCl + H
(NaOH – сильное основание, HCl – сильная кислота)
O → гидролиз не идет
2
71
2. Соль образована ионами сильного основания и
слабой кислоты (например, Na
, KSCN и др.).
2CO3
Na
(NaOH – сильное основание, H2CO
+ Н2О → гидролиз по аниону
2CO3
3 –
CO
−
2
+ HOH HCO
3
(среда щелочная, рН>7).
−
3
cлабая кислота)
+ OH−
Na2CO3 + HOH NaHCO3 + NaOH
(1 ступень гидролиза)
Добавление к раствору сильных щелочей (NaOH), со-
−
держащих одноименные ионы (OH
), вызывает ослабление
гидролиза (смещение равновесия влево по принципу Ле Шателье).
Добавление к раствору кислот усиливает гидролиз за
счет реакции Н
+
+ OH
центрация ионов OH
–
→ Н2О, в результате которой кон-
−
в растворе уменьшается и равновесие
гидролиза смещается вправо. Гидролиз усиливается и начинает идти по второй ступени:
НCO
NaНCO
−
+ HOH H2CO3 + OH−
3
+ HOH H2CO3 + NaOH
3
(2 ступень гидролиза).
3. Соль образована ионами слабого основания и
сильной кислоты (например, AlCl
AlCl
+ H2O → гидролиз по катиону
3
(Al(OH)3 – слабое основание, НCl – cильная кислота)
3+
Al
+ HOH AlOH2+ + H+
(среда кислая, рН<7)
AlCl3 + HOH AlOHCl2 + HCl
(1 ступень гидролиза)
72
, FeSO4 и др.).
3
4. Соль образована ионами слабого основания и сла-
бой кислоты:
а) соль растворима в воде (например, (NH
4NO2
и др.).
NH
4)2CO3
,
(NH
2NH
4)2CO3
+
4
+ H
+ CO
(NH
O → гидролиз идет сразу по катиону и аниону:
2
−
2
+ HOH NH4OH + HCO
3
4)2CO3
+ HOH NH4OH + NH4HCO
б) соль нерастворима в воде (например, FeS, ZnSiO
и др.).
FeS + H
O → нерастворимые соли гидролизу
2
не подвергаются.
в) соль разлагается водой (в таблице растворимости
стоит прочерк, например, Fe
, Al2(CO3)3 и др.). Гидролиз
2S3
таких солей идет необратимо и до конца:
Fe
2S3
+ 6H2O
→
2Fe(OH)
↓ + 3H
3
−
3
+ NH
S .↑
2
+
(рН≈ 7)
4
3
3
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Окислительно-восстановительными называются
реакции, при которых происходит переход электронов от одних частиц (атомов, молекул или ионов) к другим, в результате чего изменяется степень окисления данных частиц.
Степень окисления – это условный заряд атома в мо-
лекуле при условии, что все полярные связи рассматриваются как ионные.
Процесс окисления – это процесс отдачи электронов;
сопровождается увеличением степени окисления
элемента.
Процесс восстановления – процесс принятия элек-
тронов; сопровождается уменьшением степени окисления
элемента.
Окислитель – это ион или молекула, отнимающие
электроны от других элементов иона или молекул. В процессе окислительно-восстановительной реакции
окислитель
восстанавливается.
Типичные окислители: это вещества, в состав кото-
рых входят атомы, способные присоединять электроны (полностью или частично), понижая свою степень окисления. Из
простых веществ – прежде всего галогены (F
род (O
, в меньшей степени сера (S) и азот (N2). Из сложных
2)
; Cl2) и кисло-
2
веществ – вещества, в состав которых входят атомы в высших степенях окисления, не склонные в этих степенях окисления образовывать простые ионы: HNO
ции), KMnO
творы H
, CrO3, KClO3, KClO4, концентрированные рас-
4
и т.д.
2SO4
(любой концентра-
3
Восстановитель – элемент, ион или молекула, от-
дающие электроны другим элементам, ионам или молекулам.
В процессе окислительно-восстановительной реакции
вос-
становитель окисляется.
74
Типичные восстановители: активные металлы; H
C; CO; H
S; HI и другие вещества, содержащие элементы в
2
2
минимальных (отрицательных) степенях окисления.
Элементы в промежуточных степенях окисления могут проявлять как свойства окислителей, так и свойства восстановителей (Na
, KNO2 и др.).
2SO3
В окислительно-восстановительных реакциях обычно
не изменяют степени окисления: ионы щелочных и щелочноземельных металлов; ионы водорода (кроме реакций металлов с кислотами-неокислителями); ионы кислорода (кроме
реакций с участием перекиси водорода H
); ионы, обра-
2O2
зующие молекулы кислот или щелочей, определяющих реакцию среды.
В окислительно-восстановительных реакциях часто
происходят следующие изменения степеней окисления элементов:
Mn
7
+
MnOK
4
+2
+4
Mn O
MnOK
(в кислой среде, например, MnSO4, MnCl2
и др.
)
2
(в нейтральной среде)
↓
6
+
(в щелочной среде)
42
+
HSO
264
конц
+24
.
(в реакциях с малоактивными металлами, стоящими в ряду напряжений после водорода, и с
↑
OS
неметаллами)
(в реакциях с металлами средней активности,
0
стоящими в ряду напряжений между цинком и
↓
S
водородом)
2
−
(в реакциях с активными металлами, стоящими в
SH
ряду напряжений до цинка)
2
+
5
конц
ONH
3
.
+
4
ON
1
+
(тяжёлые металлы и неметаллы)
2
ON
(металлы, стоящие в ряду напряжений до Al)
2
;
75
5
+
разб
ONH
3
.
2+
0
N
2
ON
(тяжёлые металлы и неметаллы)
(металлы, стоящие в ряду напряжений до Al)
Очень разбавленная азотная кислота с очень активными металлами дает в качестве продукта восстановления
азот в степени окисления –3, например NH
4NO3
.
+
KCrO
2267
−
OH H
↓↑
6
+
2
3
+
ONK
43+
Na S O
2
Mn
Mn
+5
Na Bi O
HO
2
HO
2
−
Cl
Sn+2 Sn+4
Pb+2 Pb+4
+
OCrK
[( )]Cr OH
4
KNO
2
+2
+2
3
12−
12−
3+
Cr
−
OH H
↓↑
+−3
Na S O
2
HMnO
+4
Mn O
Bi
HO
O
Cl
3
6
+5
3
64+
7
+
4
2
↓
3+
2−
2
0
2
0
2
в кислой среде (например, CrCl3)
+
в щелочной среде (например,
[Cr(OH)6])
Na
3
(в реакциях с окислителями)
(в реакциях с окислителями)
(в кислой среде)
(в нейтральной и щелочной
средах)
(в кислой среде, например,
3)3
)
Bi(NO
(в реакциях с восстановителями)
(в реакциях с окислителями)
(в реакциях с сильными
окислителями)
Окислительно-восстановительные свойства вещества
определяют по их окислительной способности, численно выражаемой через редокс-потенциал
рассчитывается по
уравнению Нернста:
ϕ
. Реальный потенциал
76
059,0
0
ϕ
+
lg(C
n
ок
/ C
восст
),
где
ϕ =
0
ϕ
– стандартный электродный потенциал данного про-
цесса,
n – количество принятых электронов,
C
ок
и C
– концентрации окисленной и восстановленной
восст
форм соответственно.
Чем больше значение
ϕ
, тем сильнее окислительные
свойства окисленной формы данного соединения.
Все окислительно-восстановительные реакции можно
разделить на три группы:
1.
Реакции межмолекулярного окисления-
восстановления – это реакции, в которых обмен электрона-
ми происходит между атомами, находящимися в различных
молекулах:
Fe + CuSO
2.
Реакции внутримолекулярного окисления-
= FeSO4 + Cu.
4
восстановления – в таких реакциях окислитель и восстано-
витель находятся в одном и том же веществе:
2КClO
= 2KCl + 3O2.
3
3. Реакции диспропорционирования, в которых одни
и те же атомы в молекулах взаимодействуют друг с другом
как окислитель с восстановителем, вследствие того, что эти
атомы имеют промежуточные степени окисления и являются
одновременно окислителем и восстановителем:
3К
MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH.
2
77
Составление уравнений
реакций окислисления-восстановления
Для того чтобы составить уравнение окислительновосстановительной реакции и уравнять ее методом ионного
баланса, необходимо:
1)
выбрать в левой части уравнения соединения, ко-
торые являются окислителем и восстановителем (изменяют
степени окисления), а также вещества, определяющие реакцию среды;
2)
используя приведенные выше схемы, записать в
правой части уравнения превращения окислителя и восстановителя;
3)
записать в правой части уравнения формы соеди-
нений элементов, не принимавших участия в процессах
окислителя и восстановителя с учетом их кислотно-основных
свойств;
4)
обозначить изменения степеней окисления окис-
лителя и восстановителя;
5)
записать полуреакции окисления и восстановле-
ния;
6)
уравнять число отданных и принятых в реакции
электронов, используя дополнительные множители;
7)
расставить коэффициенты в реакции в следующем
порядке:
а)
окислитель и восстановитель (дополнительные
множители);
б)
металлы, не изменяющие степени окисления;
в)
молекулы кислот, создающих среду реакции, и
ионы кислотных остатков;
г)
ионы водорода и молекулы воды;
8) проверить правильность расстановки коэффициен-
тов, подсчитав количество атомов кислорода в левой и правой частях уравнения.
78
Пример расстановки коэффициентов в окислительно-
восстановительной реакции:
HNO
(разб.) + Cu →
3
1. Согласно приведенным выше схемам изменения
степеней окисления элементов, определяем превращения
окислителя и восстановителя:
Cu + HNO
(разб.) → Cu(NO3)2 + NO + …
3
2. В левой части уравнения содержатся ионы водоро-
да, которых нет в правой части. Ионы водорода могут существовать в виде молекул воды, кислот или щелочей. Так как
щелочи в кислой среде существовать не могут (вступают в
реакцию нейтрализации), а кислота приведена в левой части
уравнения, в правой части можно записать
Cu + HNO
(разб.) → Cu(NO3)2 + NO + H2O.
3
молекулы воды:
3. Степени окисления изменяют атомы меди и азота:
50
3
52
2
++++
)(.)( ++→+
23
OHONONCuразбONHCu
.
2
Видно, что кислота в реакции играет двойную роль:
выступает в качестве окислителя (уменьшает степень окислителя) и связывает образовавшиеся ионы меди, т.е. играет
роль среды:
50
3
52
2
++++
)(.)( ++→+
23
OHONONCuразбONHCu
.
2
среда
окислитель
79
4. Составим схемы процессов окисления и восстанов-
+
+
ления и уравняем числа отданных и принятых электронов.
(восстановитель)
(окислитель)
2
3
20
+
→− CueCu
++
→+ NeN
(окисление)
25
(восстановление)
× 3
× 2
(Если первую полуреакцию умножить на 3, то в процессе окисления атомы меди потеряют 6 электронов
(
). Столько же электронов приобретут ионы азота,
632 =⋅
если вторую полуреакцию умножить на 2).
5. Расставим коэффициенты в следующем порядке:
а) у окислителя и восстановителя:
50
33
52
2
++++
2)(323 ++→++
23
OHONONCuHNOONHCu
2
б) у кислоты, создающей среду, и кислотных остатков
−
(
NO ):
3
50
33
52
2
++++
2)(3623 ++→++
23
OHONONCuHNOONHCu
2
в) у ионов водорода в кислоте и молекуле воды:
50
8
HNO
52
HNOONHCu
623 ++→++
33
444344421
3
2
++++
OHONONCu
23
42)(3
2
Сокращенная форма записи:
38 3 2 4
Cu H N O pазб Cu N O N O H O+→++(.) ()
3322
6. Подсчитаем число атомов кислорода в левой и пра-
вой частях уравнения.
⋅⋅=⋅ ; 24 [О] = 24 [O], следовательно,
42)23(338
коэффициенты в уравнении реакции расставлены правильно.
80
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]