24.Гидролиз. Гидролиз солей. Количественные характеристики процесса гидролиза. Степень гидролиза и константа гидролиза. Смещение равновесия процесса гидролиза. Необратимый гидролиз.

Гидролиз – это разложение водой. Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц.

Гидролиз солей — разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. 

Поскольку соль состоит из катиона и аниона, то возможны три типа гидролиза:

• гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион); • гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион); • совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион, и анион).

Степень гидролиза

Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. Обозначается α (или h_гидр); α = (c_гидр/c_общ)·100 % где c_гидр — число молей гидролизованной соли, c_общ — общее число молей растворённой соли. Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие.

Является количественной характеристикой гидролиза.

Константа гидролиза- константа равновесия гидролитической реакции.

В общем случае для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:

, где   — константа диссоциации слабой кислоты, образующейся при гидролизе

для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием:

, где   — константа диссоциации слабого основания, образующегося при гидролизе

для соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием:

Гидролиз солей — обратимый процесс. Для него, как и для любой другой обратимой реакции, характерно состояние равновесия, которое может смещаться по принципу Ле-Шателье. Например, если подкислять раствор соли NH₄Cl, то равновесие сместится в левую сторону, то есть гидролиз замедлится.

Для большинства солей гидролиз является обратимым процессом, однако некоторые соли полностью разлагаются водой, т. е. для них гидролиз – необратимый процесс. Необратимому гидролизу подвергаются соли, образованные слабым нерастворимым или летучим основанием и слабой нерастворимой или летучей кислотой. Такие соли не могут существовать в водных растворах (Аl₂S₃, Fe₂(СО₃)₃ и т.п.),

25. Окислительно-восстановительные реакции. Степень окисления элемента. Окислитель и восстановитель. Процессы окисления и восстановления. Приведите примеры типичных окислителей и восстановителей.

   Реакции, протекающие с изменением степени окисления, называются окислительно-восстановительными реакциями.

Сте́пень окисле́ния (окислительное число, формальный заряд) — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций, численная величина электрического заряда

В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается.

Типичные окислители:

F₂, Cl₂, Br₂, I₂, O₂, H₂SO₄, HNO₃,

MnO₂, KMnO₄, K₂CrO₄, NaClO.

Типичные восстановители:

Н₂, C, металлы, Н₂S, CO, SO₂, HI, FeSO₄.

26.Классификация окислительно-восстановительных реакций. Приведите примеры реакций каждого типа. Составьте уравнения соответствующих реакций с помощью метода электронного баланса.

Классификация:

1.Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:

H₂S+Cl₂->S+2HCl

2.Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:

2H₂0-->2H₂+O₂

3.Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:

Cl₂ +H₂0→ HClO + HCl

4.Репропорционирование (конпропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления, например:

NH₄N0₃→N₂0+2H₂0

Пример метода электронного баланса:

        

27.Характер взаимодействия металлов с водой, растворами солей, щелочей и кислот. Особенности взаимодействия металлов с концентрированной серной кислотой и азотной кислотой. Как реагирует железо с сильно разбавленной, разбавленной и концентрированной азотной кислотой? Составьте уравнения соответствующих реакций.

Важные химические свойства металлов проявляются в их отношении к воде, растворам кислот, щелочам, солям.

При рассмотрении взаимодействия металлов с кислотами необходимо учитывать концентрацию кислот и активность металлов.

Щелочи взаимодействуют только с металлами, оксиды которых проявляют амфотерный характер.

Более активные металлы вытесняют менее активные из растворов их солей.

Взаимодействие металлов с разбавленной и концентрированной азотной кислотой. В азотной кислоте окислителем является нитрат – анион NO₃^–. Характерная особенность азотной кислоты состоит в том, что при её действии на металлы обычно не происходит выделения газообразного водорода. При восстановлении нитрат –аниона степень окисления азота уменьшается с +5 до +4, +3, +2, +1, 0, или даже –3. При этом образуются различные оксиды азота или нитрат аммония. Степень окисления азота также зависит от концентрации кислоты и активности металла.

При взаимодействии металлов с концентрированной серной кислотой следует иметь в виду, что окислителем является сульфат-анион SO₄^2–. А не ион Н⁺, какуэто имеет место в реакциях металлов с обычными кислотами. При восстановлении концентрированной серной кислиты степень окисления серы уменьшается от +6 до +4, или –2. Это зависит от активности металла, то есть от его электродного потенциала. Так, в случае неактивного металла (Е_о>–0,5 В) сера восстанавливается до +4 (SO₂), а в случае активного металла (Е_о < –0,5 В) сера восстанавливается до 0 (S) или –2 (H₂S).

 С разбавленной азотной кислотой железо взаимодействует, причем в зависимости от концентрации кислоты образуются не только различные продукты восстановления азота, но и различные продукты окисления железа: