19. Гидролиз солей. Степень и константа гидролиза. Расчет рН растворов солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, сильной кислотой и слабым основанием.

Гидролиз солей:

В общем случае под гидролизом понимают взаимодействие любых веществ с водой.

Рассмотрим частный случай гидролиза – взаимодействие солей с водой.

Признаком протекания гидролиза солей является изменение среды раствора с нейтральной на кислотную или щелочную.

Сущность гидролиза заключается в образовании слабых электролитов – кислоты или основания – с одновременным появлением в растворе избытка Н⁺ или ОН^-.

Если в результате гидролиза образуется слабое основание, то говорят, что гидролиз протекает по катиону, если слабая кислота – по анион, если одновременно и то и другое – то по катиону и по аниону.

Соль образована слабым основанием и сильной кислотой:

NH₄Cl + H₂O = NH₄OH + HCl

NH₄⁺ + Cl^- + H₂O = NH₄OH + H⁺ + Cl^-

NH₄⁺ + H₂O = NH₄OH + H⁺ (1)

При гидролизе данных солей в растворе образовался избыток ионов Н⁺, среда кислая (рН<7).

Так как гидролиз процесс обратимый, то он характеризуется своей константой равновесия.

К_р = [NH₄OH]_*[H⁺]/[NH₄⁺]_*[H₂O] (2)

При гидролизе концентрация воды практически не изменяется; вносим её под знак константы равновесия; произведение 2х постоянных, так же постоянное, которое обозначают К_г – константа гидролиза.

К_г=К_р[H₂O] = [NH₄OH]_*[H⁺]/[NH₄⁺]

К_г=[NH₄OH]_*[H⁺]/[NH₄⁺] (3)

Умножаем числа и знаменатель уравнения (3) на С(ОН^-).

К_г=К_w/К_в (4)

Для количественной характеристики процесса гидролиза так же введено понятие степени гидролиза h – отношение С (прогидролизированной соли) к исходной С.

h=C_гидр/C₀ (5)

[H⁺]=[NH₄OH]=hC₀ (6)

[NH₄⁺]=C₀–hC₀=C₀(1–h) (7)

Подставим уравнение (6) и (7) в уравнение (3):

К_г=h²C₀/(1–h) (8)

При гидролизе данных солей h<<1 и её значением знаменателя уравнения (8) можно пренебречь и оно принимает вид:

К_г=h²C₀ (9)

h²C₀ = K_w/K_в

h=корень из К_w/К_вС₀ (10)

Рассчитав степень гидролиза и зная С₀ из уравнения (6), мы рассчитываем [H⁺] и определяем рН раствора данной соли.

Соль образована сильным основанием и слабой кислотой:

NaCN + H₂O = HCN + NaOH

CN^- + H₂O = HCN + OH^-

pH>7, среда щелочная, избыток ОН^-.

Ход рассуждения: константа гидролиза, степень гидролиза и концентрация ионов ОН^- полностью аналогичны рассмотренным в пункте 1.

К_г = K_w/K_a

H = K_w/C₀K_a

[OH^-] = hC₀ (11)

20 .Овр. Основные понятия. Метод электронного баланса. Метод полуреакций. Классификация овр.

ОВР – реакции, происходящие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. При окислении веществ степень окисления элементов возрастает, при восстановлении - понижается. В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается

Степень окисления – условный заряд атомов в молекуле или сложном ионе, вычисляется, исходя из предположения, что молекулы состоят только из ионов, причем сумма степени о-ния в молекуле равна 0, а в сложном ионе – заряду иона.

Правило определения С.О. :

С.О. атомов в простых в-вах (Н2, О2, металлы) равна 0

С.О. Н2 в соединениях всегда +1, за исключением соединений с металлами (NaH, CaH2)

С.О. О2 в соединениях всегда -2, за исключением Н2О2 и ее солей

металлы в соединениях проявляют только положительную С.О., причем у металлов с постоянной валентностью (щелочные/щелочноземельные металлы, Zn, Al) С.О. равна номеру их группы

Восстановитель – вещество, которое отдает электроны;

Окислитель – вещество, принимающее электроны;

Восстановление – процесс присоединения электронов;

Окисление – процесс отдачи электронов

При протекании ОВР должен соблюдаться баланс зарядов – число отданных и принятых электронов должно быть равно. На этом основан подбор коэффициентов в уравнениях ОВР. Применяют 2 метода:

метод электронного баланса;

метод полуреакций

Алгоритм метода электронного баланса:

определяем С.О. атомов, изменивших свою С.О. в ходе реакции;

составляем схемы перехода электронов для восстановителя и окислителя;

находим наименьшее общее кратное между числом отданных и принятых электронов;

разделив полученное число на количество отданных электронов, находим коэффициент к восстановителю, разделив на кол-во принятых электронов – к окислителю;

переносим полученные коэффициенты к восстановителю и окислителю и к их продуктам в основное уравнение реакции; для остальных участников реакции коэффициент находим на основании материального баланса – число атомов каждого элемента в левых и правых частях уравнения должно быть равно.

Окончательная проверка правильности ОВР – баланс по кислороду.

Метод полуреакций для уравнивания ОВР.

Метод полуреакций является удобным и универсальным методом уравнивания окислительно-восстановительных реакций.

Рассмотрим на примере реакции: Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂

определим степени окисления каждого элемента в каждом соединении в левой и правой частях уравнения. Fe⁰ → Fe⁺² - элемент потерял электроны, повысил степень окисления (окислился); H⁺¹ → H⁰ - элемент получил электроны, понизил степень окисления (восстановился); Cl^-1 → Cl^-1 - степень окисления элемента не изменилась.

Полуреакцией восстановления называется реакция, описывающая превращение элемента-окислителя, записанная в ионном виде: 2H⁺ +2e^- = H₂ Полуреакцией окисления называется реакция, описывающая превращение элемента-восстановителя, записанная в ионном виде: Fe = Fe²⁺ + 2e^-

Суммарное уравнение и является уравнением ОВР, записанном в ионном виде. При "сложении" полуреакций окисления и восстановления каждую полуреакцию следует умножить на соответствующий коэффициент таким образом, чтобы в левой и правой части уравнения было одинаковое количество электронов. В данном случае и в левой, и в правой части по два электрона, поэтому умножать не нужно. (Точнее, эти коэффициенты равны единице). Fe + 2H⁺ = Fe²⁺ + H₂ - уравнение ОВР в ионном виде. Для перехода в стандартный вид добавим противоионы - в нашем случае хлорид-ионы Cl^-. Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂

Классификация ОВР:

Межмолекулярные – атомы окислителя и восстановителя содержатся в молекулах разных веществ. 2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3

Внутримолекулярные – атомы окислителя и восстановителя содержатся в молекуле одного и того же вещества (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O

К этому типу реакций относят случаи, когда атомы одного и того же элемента и с разной С.О. содержатся в молекуле одного и того же вещества.

Реакции диспропорционирования – атомы одного и того же элемента, находясь в одной степени окисления одновременно повышают и понижают свою С.О. 4KClO3 = 3KClO4 + KCl