43. Гидролиз солей. Степень и константа гидролиза.

Гидролиз солей - это реакция обменного взаимодействия соли с водой, в результате которой образуется слабая кислота или слабое основание, кислая или основная соль.

А) соль, образованная слабой кислотой и сильным основанием.

Na₂CO₃ + H₂O = NaHCO₃+NaOH

Слабая кислота сильное основание

2Na⁺+CO₃^2-+HOH=Na⁺+HCO₃^-+Na⁺+OH^-

CO₃^2-+HOH=HCO₃^-+OH^-

Гидролиз протекает по аниону, так как образуется избыток OH^- ионов и раствора Ph будет больше 7.

К_г=

Б) соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой.

Гидролиз протекает по катиону, так как образуется избыток H⁺ ионов и pH раствора будет меньше 7.

CuCl₂ Cu²⁺ + 2Cl^-

(Cu(OH)₂) (HCl)

CuCl₂+HOH CuOHCl + HCl (дописать полное и сокращенное ионное ур-ия);

2 ст. не протекает; К_д=

В) соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой

В данном случае образуется слабая кислота и слабое основание, гидролиз протекает как по аниону, так и по катиону, pH>7

CH₃COONH₄ CH₃COO^- + NH₄⁺

(CH₃COOH) (NH₄OH)

CH₃COONH₄ + HOH NH₄OH; (допис. Полную ионную рек-ию)

К_д=

Г) соль, образованная сильной кислотой и сильным основанием.

Гидролизу не подвергается, так как в данном случае слабый электролит не образуется, pH=7

44. Овр, основные понятия. Важнейшие окислители и воостановители.

ОВР - реакции, сопровождающиеся переходом электронов от одних частиц к другим, т.е. с изменением степеней окисления атомов элементов входящих в состав реагирующих молекул. Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями. Атомы или ионы, которые в данной реакции отдают электроны являются восстановителями. Процесс отдачи электронов – окисление, а процесс присоединения электронов – восстановление. Важнейшие окислители: O₂, галогены: F₂, Cl₂, I₂, Br₂; катионы металлов в максимальной степени окисления: SnCl₄, FeCl₃; сложные ионы и молекулы, в которых содержится элемент максимальной степени окисления: KMnO₄, KNO_3. Важнейшие восстановители: Ме и некоторые неМе: Zn, Al, C, N₂; отрицательные ионы неМе: HCl, H₂S, NH₃; катионы Ме в низшей степени окисления: FeCl₂, SnCl₂.

45. Концентрационная и электрохимическая поляризация.

Конценртационная поляризация - изменение потенциала электрода вследствие изменения концентрации реагентов в приэлектродном слое при прохождении тока.

Электрохимическая поляризация – изменение потенциала обусловленное замедленностью собственно-электрохимических стадий реакции.

46. Электрохимические процессы, их классификация. Понятие об электродном потенциале. Стандартный электродный потенциал. Уравнение Нернста.

Электрохимические процессы - процессы взаимного превращения химической и электрической форм энергии. Делятся на: процессы превращения химической энергии в электрическую (гальванический элемент) и процессы превращения электрической энергии в химическую (электролиз). Электродный потенциал –то разность(скачок) потенциалов Ме и раствора его соли , стандартный электродный потенциал- это разность потенциалов между Ме опущенным в раствор его соли с концентрацией 1 моль/л и стандартным водородным электродом при р=101,3 кПа и Т=298К.

.