Вопрос 25. Гидролиз солей. Степень гидролиза. Константа гидролиза. Факторы, влияющие на степень гидролиза. Примеры.

Гидролиз – это химическая реакция ионного обмена между водой и растворённым в ней веществом с образованием слабого электролита. В общем случае обменное взаимодействие растворённого вещества с

растворителем носит название – сольволиз. В большинстве случаев гидролиз сопровождается изменением pH раствора. Большая часть реакций гидролиза обратимы Pb(NO₃)₂ + H₂O ↔ Pb(OH)(NO₃) + HNO₃,

Некоторые реакции гидролиза протекают необратимо

Al₂S₃ + 6H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S.

Причиной гидролиза является взаимодействие ионов соли с молекулами воды из гидратной оболочки с образованием малодиссоциированных соединений или ионов.

Способность солей подвергаться гидролизу зависит от:

• свойств ионов, образующих соль;

• внешних факторов.

Случаи гидролиза

1. Соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты (например, LiBr,и др), гидролизу неподвергаются, так как ни катион, ни анион соли не могут при взаимодействии с водой образовать молекулы слабых электролитов. (pH = 7). нейтральную реакцию среды Практически не гидролизуются также и труднорастворимые соли (CaCO₃) из-за очень низкой концентрации ионов в водных растворах этих солей.

2.Гидролиз по катиону. Соли слабого основания и сильной кислоты гид-

ролизуются по катиону NH₄Cl + H₂O ↔ NH₄OH + HCl.

В ионно-молекулярной форме NH₄⁺ + H₂O ↔ NH₄OH + H⁺.

Гидролиз солей, образованных многовалентным катионом, протекает

ступенчато, через стадии образования основных солей.

Первая ступень: Al(NO₃)₃ + H₂O ↔ Al(OH)(NO3)₂ + HNO₃,

Al ³⁺ + H₂O ↔ [Al(OH)]²⁺ + H⁺;

вторая ступень: Al(OH)(NO₃)₂ + H₂O ↔ Al(OH)₂(NO₃) + HNO₃,

[Al(OH)]²⁺ + H₂O ↔ [Al(OH)₂]⁺ + H⁺;

третья ступень: Al(OH)₂(NO₃) + H₂O ↔ Al(OH)₃ + HNO3,

[Al(OH)₂]⁺ + H₂O ↔ Al(OH)₃ + H⁺.

Гидролиз протекает достаточно сильно по первой ступени,

При гидролизе по катиону реакция раствора кислая pH < 7.

3. Гидролиз по аниону. Соли, образованные сильным основанием и слабой

Кислотой, гидролизуются по аниону CH₃COOK + H₂O ↔ CH₃COOH + KOH.

В ионно-молекулярной – CH₃COO^- + H₂O ↔ CH₃COOH +OH.

Соли многоосновных кислот гидролизуются ступенчато (с образованием

кислых солей).

Первая ступень: K₂CO₃ + H₂O ↔ KHCO₃ + KOH,

CO₃^2- + H₂O ↔ HCO₃ ^- + OH^-;

вторая ступень: KHCO₃ + H₂O ↔ H₂CO₃+ KOH,

HCO₃^- + H²O ↔ H₂CO₃ + OH_-.

Первая ступень гидролиза протекает достаточно сильно, а вторая –

слабо, водные растворы таких солей имеют щелочную реакцию (pH > 7).

4.Гидролиз по катиону и аниону. Соли, образованные слабым основани-

ем и слабой кислотой, гидролизуются и по катиону и по аниону

CH₃COONH₄ + H₂O ↔ CH₃COOH + NH₄OH

или в ионно-молекулярной форме CH₃COO_- + NH₄⁺ + H₂O ↔ CH₃COOH + NH₄OH.

Гидролиз таких солей протекает очень сильно, поскольку в результате

его образуются и слабое основание, и слабая кислота. Реакция среды в этом

случае зависит от сравнительной силы основания и кислоты, т. е. от их кон-

стант диссоциации (K_д).

Степень гидролиза (h _гидр) – отношение числа гидролизованных моле-

кул к общему числу растворённых молекул (выражается в процентах)

h_гидр = 100 % h= [C]_гидр/[C]_раст 100 %

Степень гидролиза зависит от химической природы образующейся при

гидролизе кислоты (основания) и будет тем больше, чем слабее кислота (ос-

нование).

Константа гидролиза К_h =h²C/1-h или например CH₃COONa + H₂O ↔ CH₃COOH + NaOH К=[CH₃COO^-] [OH^-]/[CH₃COOН]

Факторы влияющие на степень гидролиза

– Добавление одноименных ионов. [H+] подавляет гидролиз по катиону, [OH-] подавляет гидролиз по аниону.

– Повышение температуры способствует гидролизу.

Вопрос 26. Окислительно-восстановительные реакции. Окисление, восстановление. Типичные окислители и восстановители. Типы окислительно-восстановительных реакций. Методы составления окислительно-восстановительных реакций. Метод электронного баланса. Метод полуреакций. Примеры.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это реакции, про-

текающие с изменением степени окисления элементов и сопровождающиеся

переходом электронов.

Окисление – это процесс отдачи электронов восстановителем

Вос – nē → Охⁿ⁺: Al – 3ē → AI⁺³ , S²⁻ – 2 ē → S⁰ , Fe⁺² – ē → Fe⁺³.

Восстановление – это процесс присоединения электронов окислителем

Ох + nē → Вос ^n-: Al⁺³ +3ē → Al , S⁰ + 2 ē → S^2−, Fe⁺³ + ē → Fe⁺²

При окислении элемента степень окисления всегда увеличивается, а

при восстановлении – уменьшается.

Частицы (молекулы, атомы, ионы), которые содержат окисляющиеся

атомы, называются восстановителями.

Частицы (молекулы, атомы, ионы), которые содержат восстанавли-

вающиеся атомы, называются окислителями.

Типичные восстановители и окислители.

Важнейшими восстановителями являются:

– все металлы. Наиболее активные восстновители-металлы элементы

главных подгрупп I и II группы Na, K, Ba, Ca; (H₂), (С), (СО);

– сложные вещества, содержащие атомы элементов в низшей степени

окисления – H₂S, NH₃, HI, KBr, KH.

Важнейшими окислителями являются:

– простые вещества – неметаллы с наибольшим значением электроот-

рицательности: галогены в свободном состоянии (F₂, CI₂, Br₂, I₂), O₂, N₂;

– кислородсодержащие соединения, содержащие элемент в высшей

степени окисления: HNO₃, H₂SO₄, K₂CrO₄, KMnO₄, диоксид свинца PbO₂– катионы малоактивных металлов Au³⁺, Hg²⁺, Cu²⁺ и др.

Вещества, образованные элементами в промежуточных степенях окис-

ления, в зависимости от условий могут выполнять функцию как окислителя,

так и восстановителя, например: KNO₂, SO₂, KClO, H₂O₂.

Типы окислительно-восстановительных реакций

1. К реакциям межмолекулярного окисления-восстановления относят

реакции, в которых атом-окислитель и атом-восстановитель принадлежат к

разным веществам. Например,H NO₂ (окс)+ H₂ S(вос) → 2 NO + S⁰+ 2 H₂O.

2.К реакциям диспропорционирования относят реакции, в которых функ-

ции окислителя и восстановителя выполняет один и тот же атом молекулы или

иона, находящийся в промежуточной степени окисления. Например:

2 N O₂ + H₂О → 2 НNO₂ + HNO₃.

Ок вос

3. К реакциям внутримолекулярного окисления-восстановления относят реакции, в которых атом-окислитель и атом-восстановитель входят в со-

став одной и той же молекулы или одного и того же иона. Например,

2 K Cl O₃-----2 KCl + 3 O₂

ок вос

Реакции конмутации – реакции внутримолекулярного окисления-

восстановления, в результате которых происходит выравнивание степеней

окисления атомов одного и того же элемента, например,

NH₄NO₃ ----N₂O + 2H₂О.

Метод электронного баланса. Метод электронного баланса основан на сравнении степени окисления атомов в исходных веществах и продуктах реакции. Коэффициенты подбираются на основе правила электронного баланса:

1. Определяют химические элементы, изменившие степень окисления:

KM⁺⁷nO₄ + Fe⁺²SO₄ + H₂SO₄ →Mn⁺²SO₄ + Fe⁺³₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

2.Записывают процессы окисления и восстановления

окислитель Mn⁺⁷ + 5е. → Mn⁺² процесс восстановления;

восстановитель 2Fe⁺² – 2е. → 2Fe⁺³ процесс окисления.

3. общее число электронов, отдаваемых восстановителем, должно быть равно общему числу электронов, принимаемых окислителем.

4.Коэффициенты переносят в полное молекулярное, а затем подбором

подводят баланс в левой и правой части уравнения:

Ионно-электронный метод (метод полуреакций) применим только для

реакций, протекающих в растворе.

Окисленная и восстановленная формы (Ох /Вос) часто отличаются по

содержанию кислорода. Поэтому количество атомов кислорода [О2−] при со

ставлении уравнений полуреакций выравнивают, включая в них следующие

пары: Н+/Н₂О (для кислотной среды) и Н₂О/ОН- (для щелочной среды).

[O^2-]исх.в-в > [O^2-]кон.в-в

а) кислая среда [O^2-] + 2H⁺ = H₂O

б) щелочная и нейтральная среды [O^2-] + H₂O = 2OH⁻.

Если [O²⁻]исх.в-в < [O²⁻]кон.в-в

а) кислая и нейтральная среды Н2О = [О2−] + 2Н+,

б) щелочная среда 2ОН- = [О2−] + Н2О.

В качестве примера рассмотрим реакцию Na₂SO₃ + I₂ + Н₂О → Na₂SO₄ + 2 HI.

Составим полуреакции процессов окисления и восстановления:

SO₃ ²⁻ + Н₂О – 2ē → SO₄²⁻+2Н⁺

I₂ + 2ē → 2 I^{− 1}

-------------------------------------

I₂ + SO₃ ²⁻ + Н₂О→ 2 I⁻ + SO₄ ²⁻+2Н⁺

Вопрос 27. Электрохимические процессы. Гальванический элемент. Двойной электрический слой. Стандартный водородный электрод. Электродные потенциалы и ЭДС. Уравнение Нернста. Потенциалы металлических и окислительно-восстановительных электродов.

Процессы взаимного превращения химической и электрической форм

энергии называются электрохимическими. Их можно разделить на две ос-

новные группы:

1) процессы превращения химической энергии в электрическую (гальванический элемент);

2) процессы превращения электрической энергии в химическую (электролиз).

В окислительно-восстановительных реакциях электроны непосредственно переходят от восстановителя к окислителю. Если процессы окисления

и восстановления пространственно разделять, а электроны направить по металлическому проводнику, то такая система будет представлять собой гальванический элемент. Причиной возникновения и протекания электрического тока в гальваническом элементе является разность окислительно-восстановительных (электродных) потенциалов.

пример работы медно-цинкового гальванического элемента.

В медно-цинковом элементе анодом является цинковый электрод, который окисляется, а его гидратированные ионы переходят в раствор:

Zn^о −2ē = Zn ²⁺ , Е (Zn⁰/Zn²⁺ ) = − 0,76 В (анод).

Cu²⁺ + 2ē = Cu₀ , Е( Cu⁰/Cu²⁺) = + 0,34 В (катод).

При этом ЭДС гальванического элемента равна разности восстанови-

тельных потенциалов катода и анода:ЭДС = Е катода – Е анода.

В результате протекания указанных процессов раствор у цинкового

электрода обогащается катионами, а раствор у медного электрода обедняется

катионами и заряжается отрицательно.

Таким образом, в гальваническом элементе, изображаемом схемой

Zn⁰/Zn²⁺//Cu²⁺/Cu⁰,

Водородный электрод состоит из платиновой пластины. Электрод погружен в раствор кислоты с концентрацией ионов водорода 1 моль/л и омывается струей газообразного водорода под давлением 1атм. при температуре 25 оС.

При насыщении платины водородом на поверхности металл – раствор

устанавливается равновесие Н₂ = 2Н⁺, которое характеризуется определен-

ным скачком потенциала, величина потенциала которого условно принимается за нуль Условно водородный электрод обозначают схемой 2Н+ | Н2, Pt, где вер-

тикальная черта обозначает поверхность раздела фаз.

Стандартные электродные потенциалы

Если металл опустить в раствор его соли с концентрацией по катиону1 моль/л, то электродный потенциал будет постоянной величиной при данной температуре и давлении. Такой потенциал называется стандартным электродным потенциалом и обозначают ϕ⁰ или Е⁰.

Ряд стандартных электродных потенциалов характеризует химические свойства металлов в водных растворах.

– чем меньше электродный потенциал металла (левее в ряду потенциалов);

– металлы, имеющие отрицательные электродные потенциалы (расположенные в ряду до водорода), вытесняют водород из разбавленных кислот ,анионы которых не проявляют окислительные свойства, и при этом растворяются в них;

– каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из растворов

солей те металлы, которые имеют более высокий электродный потенциал.

Величина электродного потенциала зависит от природы металла, кон-

центрации его ионов в растворе, от температуры и рН среды. Данная зависи-

мость выражается уравнением Нернста:

Зная величину E _ок/вос, можно определить окислительно-восстановитель-

ную активность веществ:

– чем меньше окислительно-восстановительный потенциал, тем

большей восстановительной активностью обладает вещество и легче теряет

свои электроны;

– чем больше окислительно-восстановительный потенциал, тем выше

окислительная активность вещества и легче принимает электроны.

(см лаб №5)