Реакции обмена в растворах электролитов

Реакции обмена в растворах электролитов протекают до конца если образуются : осадки, газы, слабые электролиты, комплексные ионы.

При этом сильные электролиты записываются в виде ионов, слабые в виде молекул. К сильным электролитам относятся :

-основания, растворимые в воде ( кроме NH₄OH);

-сильные кислоты ( H₂SO₄, HCI, , HNO₃ и др. ) ;

-соли, растворимые в воде.

Например :

1. Реакции с образованием осадков

3СаС1₂ + 2К₃РО₄ = Са₃(РО₄)₂ ↓ +6НС1,

3Са²⁺ + 2РO₄^3- = Са₃(РO₄)₂↓

При записи ионов первым записывается катион.

2. Реакции с выделением газов:

СаS + H₂SO₄ = CаSO₄ + H₂S ↑,

CаS + 2H⁺ = Cа²⁺ + H₂S ↑,

3. Реакция, протекающие с образованием слабого электролита :

H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂ SO₄ + 2H₂О,

Н⁺ + ОН^- = Н₂О,

4. Реакция, протекающие с образованием комплексных ионов :

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂ [Zn(OH)₄]

Zn(OH)₂ + 2 OH^- = [Zn(OH)₄] ^2- .

Гидролиз солей

Вода - слабый электролит и диссоциирует по уравнению:

Н₂О H⁺ + OH^-

Произведение концентрации ионов водорода и ионов гидроксила на-зывается ионным произведением воды. Это величина постоянная при постоянной температуре:

[Н⁺] [ОН^-] = 10^-14 моль/л,

[Н⁺] = [ОН^-] = 10^-7 моль/л,

отсюда:

[Н⁺] = 10^-7 моль/л - среда нейтральная,

[Н⁺] > 10^-7 моль/л - среда кислая,

[Н⁺] < 10^-7 моль/л - среда щелочная.

Отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода называется водородным показателем:

pН = - lg [Н⁺]

Тогда рН различных растворов будет иметь следующие значения: кислого рН < 7, нейтрального рН = 7, щелочного рН > 7.

Гидролизом соли называется взаимодействие ионов растворенной соли с ионами воды, сопровождающееся изменением рН раствора. Гидролиз может происходить только тогда, когда из ионов соли и ионов воды образуются малодиссоциирующие вещества. _.

1. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются.

NaCl + H₂O

2. Гидролиз солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием, протекает по катиону с образованием основных солей.

FeCl₃ + Н₂О FeOHCl₂ + НС1,

Fe³⁺ + НОН (FeOH)²⁺ + H⁺ (pH < 7),

3. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, протекает по аниону с образованием кислых солей.

Na₂CO₃ + Н₂О NaHCO₃ + NaOH,

СО₃^2- + НОН НСО₃^- + ОН^- (рН > 7).

4. Соли, образованные слабым основанием и слабыми кислотами, подвергаются полному гидролизу.

2AlCl₃ + 3Na₂S + 6Н₂О = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S ↑ + 6NaCl,

2Al ³⁺ + 3S^2- + 6Н₂О = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S ↑.

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 ).