24.Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой.

В случае такого гидролиза солей, оба иона ОН и Н воды связываются. Гидролиз соли одновременно идет и по катиону и по аниону. В зависимости от константы диссоциации продуктов гидролиза ( кислоты и основания) реакция среды растворов таких солей может быть слабокислой, слабощелочной или нейтральной.

Рассмотрим гидролиз цианида аммония NH₄CN. Эта соль образована слабой кислотой НСN и слабым основанием NH₄OH.

Цианид аммония диссоциирует на ионы по уравнению:

NH₄OH ↔ NH₄⁺ + OH^-

Гидролизу подвергается катион и анион соли:

NH₄⁺ + OH^- + НОН ↔ NH₄OH + НСN

NH₄OH + НОН ↔ NH₄OH + НСN

В данном случае реакция среды нейтральная, так как степень диссоциации

NH₄OH и НСN приблизительно равны: [H⁺] = [OH^-]

25.Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой.

Гидролиз идет по катиону слабого основания и реакция среды становится кислой.

NН₄Сl – соль, образованная слабым основанием NH₄OH и сильной кислотой НСl. Хлорид аммония в воде диссоциирует на ионы по уравнению:

NН₄Сl ↔ NН₄⁺ + Сl^-

Гидролизу подвергается катион соли по уравнению:

NН₄⁺ + НОН ↔ NH₄OH + Н⁺

NН₄⁺ + Сl^- + НОН ↔ NH₄OH + Н⁺ + Сl^-

NН₄Сl + НОН ↔ NH₄OH + НСl

Растворы солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием, имеют кислую среду.

Гидролиз хлорида магния. Соль образована слабым основанием Мg(ОН)₂ и сильной кислотой НСl. Хлорид магния в воде диссоциирует на ионы по уравнению:

МgCl₂ ↔ Mg²⁺ + 2Cl^-

Гидролизу подвергается катион соли. В связи с тем, что магний является двухвалентным металлом, гидролиз будет протекать в две ступени. Вторая ступень возможна при увеличении температуры.

I ступень

Mg²⁺ + НОН ↔ MgОН⁺ + Н⁺

Mg²⁺ + 2Cl^- + НОН ↔ MgОН⁺ + 2Cl^- + Н⁺

МgCl₂ + НОН ↔ MgОНСl + НСl

II ступень

MgОН⁺ + НОН ↔ Мg(ОН)₂ ↓ + Н⁺

MgОН⁺ + Сl^- + НОН ↔ Мg(ОН)₂ ↓ + Cl^- + Н⁺

MgОНСl + НОН ↔ Мg(ОН)₂ ↓ + HCl

Среда раствора МgСl₂ кислая.

26.Основные положения электронной теории овр. Важнейшие окислители и восстановители.

Реакции, при которых происходит переход электронов от одних атомов или ионов к другим, что сопровождается изменением степени окисления элементов в составе реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными (ОВ).

Например,

Cu⁺²SO₄ + Fe° = Cu° + Fe⁺²SO₄

является окислительно-восстановительной, потому что в процессе этой реакции атомы меди и железа изменяют свои степени окисления. Степень окисления атома железа повышается от О до + 2, степень окисления меди понижается от +2 до 0.

Согласно электронной теории ОВ-процессов

окисление - это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. При окислении степень окисления элемента повышается

восстановление — это процесс присоединения электронов атомом, молекулой, ионом. При восстановлении степень окисления понижается.

Вещества, атомы, молекулы или ионы которого отдают электроны, называются восстановителями.

Вещества, атомы, молекулы или ионы которых присоединяют электроны, называются окислителями.

Число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, принятых окислителем.

Окисление всегда сопровождается восстановлением, а восстановление - окислением.

_{+7 -1 +2 0}

2КМnО₄ + 16НСl = 2MnСl₂ + 5Cl₂ + 2KCl + 8H₂O

Mn⁺⁷ + 5 ē = Mn⁺² процесс восстановления, Mn⁺⁷ – окислитель

2Сl^-1 - 2 ē = Cl₂⁰ процесс окисления, Сl^-1 - восстановитель