40. Гидролиз солей.
-разложение солей под действием воды.
С точки зрения теории электрической диссоциации, кислота – вещ-во, кот-е в водном раст-ре отщепляет только 1-н вид катионов – Н+. НnA««nH++An-.Основание – такое вещ-во,кот-е в водном р-ре отщепляет только 1-н вид анионов – анионы гидроксила. Me(OH)p ««Mep++pOH- - нейтрализация. Наряду с кислотами и основ-ми сущ-ют амфолиты – вещ-ва, кот-е в зависимости от величины РН могут дисс-ть или по схеме кис-ты или по схеме основ-я. Zn(OH)2, Cr(OH)3.. Zn(OH)2««Zn2+ +2OH-««H2ZnO2««2H++ZnO22- Гидролиз – реакция обратная р-ции нейтрализации. Если ра-ряем соль в воде, то соль диссоц-т на ионы (катион и анион), но одновременно вода диссоц-т на катион водорода и ОН-. Ионы соли могут связываться с Н+ и ОН-. Если степень связанности Н+ с ионами соли будет >, чем ОН-, то р-р соли перейдет в щелочную реакцию, если будут > связаны ОН-, то в кислую р-ю.
Примеры гидролиза.
1) соль слабой к-ты и сильного основ-я.
CH3COONa««CH3COO-+Na+
H2O«« Н++ OH-
CH3COONa+ H2O®® CH3COOH+NaOH
Раствор соли, образов-й слабой кисло-й и силь-м основанием имеет РН>7
Константа гидролиза КГ – это константа равновесия реакции гидролиза.
Кв
КГ = Кв/КД[CH3COOH]
КГ = [CH3COOH] [OH-]/[CH3COO-] [H20] КГ = [CH3COOH] [OH] [H+]/[CH3COO-] [H+]
КД CH3COOH =[CH3COOH-] [H+]/[CH3COOH]
2) соль слабой 2-х – основной кислоты и сильного основания.
1 ступень: Na2CO3+H20=NaHCO3+NaOH 2 ступень: NaHCO3 +H20= NaOH+H2CO3
{ионный вид} РН>7 {ионный вид} PH>7
3
)
cоль сильной к-ты и слабого основания
NH4Cl+H20=HCL+NH4OH PH>7
4)соль сильной к-ты и слаб многоатомного основ-я Al2CO3®®AlOHCl2®®Al(OH)2Cl®®Al(0H)3
5) соль сильной к-ты и силь. основ-я
KNO3+H2O=KOH+HNO3 Гидролизу не подвергается.Р-р такой соли имеет нейтральную р-цию. РН=7
6) соль слаб к-ты и слаб основ-я CH3COONH4+H20=CH3COOH+NH4OH
КГ = Кв/КД CH3COOHКД NH4OH Если к-та сильнее основания , то р-р имеет кислую р-цию, если основ-е сильнее, то щелоч-ю реакц-ю
7 ) соль очень слаб к-ты и очень слаб основ-я Al2S3+6H20=2Al(OH)3¯Ї+3H2S2. Соль подвергается полному гидролитическому разложению.
Степень гидролиза h=число гидролизов молей соли / общ число растворен-х молей соли *100%. h увеличив-я с ростом t°° и с ростом разбавления. h при t т.к. Кв с ростом
SbCl3+2H20««¯ЇSb(OH)2Cl+2HCl РН>7 Р-ры многих солей во избежание гидролиза можно хранить в подкисленном или в подщелочном виде.
41. Окислительно-восстановительные реакции. Ионно-электронный метод подбора коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях.
Окислительно-восстановительные процессы связаны с перераспределением электронов между атомами или ионами веществ, участвующих в реакции. Принято считать процесс отдачи веществом электронов окислением, а процесс присоединения электронов – восстановлением. Если одно вещество теряет электроны, то другое вещество, участвующее в реакции, должно их присоединить, при этом общее число электронов, отдаваемых восстановителем, должно быть равно общему числу электронов, присоединяемых окислителем.
Процесс окисления-воостановления с участием кислородсодержащих ионов является сложным процессом, поскольку одновременно с переходом электронов от восстановителя к окислителю происходит разрыв ковалентных связей. Такие реакции протекают с участием молекул или ионов среды. Существует несколько методов составления окислительно-восстановительных реакций, наиболее совершенным среди которых является ионно-электронный метод. Сущность этого метода заключается в следующем:
1. Вначале составляют частные уравнения процесса окисления и процесса восстановления, записывая вещества в той форме, в которой они существуют в растворе: сильные электролиты в ионной форме, слабые – в молекулярной.
2. С участием ионов среды (Н+ в кислой, ОН- в щелочной) или молекул H2O осуществляют материальный баланс, а затем электронный баланс.
3. Составленные частные уравнения суммируют, умножая на соответствующие коэффициенты, подобранные таким образом, чтобы число электронов, теряемых восстановителем, было бы равно числу электронов, приобретаемых окислителем. В результате получают ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции.
4. Переносят соответствующие коэффициенты из ионного уравнения в уравнение реакции, написанное в молекулярной форме, и уравнивают количество ионов, не принимавших участие в процессе окисления и восстановления.
Пример:
