Химия (стр. 11 )

Ему подвергаются соли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты (К2СО3, Na2S, Na2SO3, K3PO4 и др.). При гидролизе таких солей гидролизе создается щелочная среда (рН>7).

Например:

1. В растворе CH3COONa диссоциирует:

CH3COONa ⇄ CH3COO– + Na + ,

2.Катионы Na+, отвечающие сильному основанию, с молекулами H2O не реагируют:

3. Анионы CH3COO– слабой кислоты реагируют с молекулами воды, гидролизуются:

СНзСОО – + НОН ⇄ СНзСООН + ОН–-.

4. Молекулярное уравнение гидролиза :

CH3COONa + HOH ⇄ СНзСООН + NaOH.

Гидролиз по катиону

Ему подвергаются соли, образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (NH4Br, ZnCl2, Cu (NO3)2 и др.). При гидролизе таких солей идет подкисление среды (рН<7).

Например:

1. В растворе AlCl3 диссоциирует:

AlCl3 ⇄Al3++3Cl–

2. Анионы сильной хлороводородной кислоты ионы Cl– - гидролизу не подвергаются:

3. Катионы же слабого основания Al3+ гидролизуются.

Al3++HOH ⇄ AlOH2++H+

4. Молекулярное уравнение гидролиза:

AlCl3 + H2O ⇄ AlOHCl2 + HCl

Гидролиз многозарядного иона протекает ступенчато из-за ступенчатой диссоциацией многоосновных кислот или основания, при обычных условиях он проходит, в основном, по первой ступени. Гидролизом же по второй и третьей ступени при обычных условиях можно пренебречь.

Гидролиз по катиону и аниону

По катиону и аниону гидролизуются соли, образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислоты. pH раствора при гидролизе такого типа солей типа зависит от значений константы диссоциации кислоты и основания. Если Кдис. кислоты больше, то раствор имеет слабокислую реакцию, если наоборот, то среда будет слабощелочная.

Например:

1.В растворе CH3COONH4 диссоциирует:

CH3COONH4 ⇄ CH3COO–+ NH4+

2. Т. к. как уксусная кислота и гидроксид аммония являются слабыми электролитами, то гидролизу подвергается как катион, так и анион.

Катионы же слабого основания NH4+ гидролизуются:

NH4++HOH ⇄ NH4+OH+H+

3. Анионы CH3COO– слабой кислоты реагируют с молекулами воды, гидролизуются:

СНзСОО – + НОН ⇄ СНзСООН + ОН–-.

4.Уравнение обратимого гидролиза:

CH3COONH4 + HOH ⇄ CH3COOH + NH4OH

Количественные характеристики гидролиза

Количественно гидролиз соли характеризуется степенью гидролиза h и константой гидролиза К.

Степень гидролиза

Показателем глубины протекания гидролиза является степень гидролиза. Доля вещества, подвергшегося гидролизу, называется степенью гидролиза.

(3.14)

h – степень гидролиза

n – количество прогидролизованных частиц

N – общее число молекул вещества

Степень гидролиза зависит от температуры, концентрации соли, константы гидролиза.

Константа гидролиза

Если представить уравнение гидролиза в общем виде:

МА + Н2О⇄НА + МОН,

где МА – соль, НА – кислота, МОН – основание, то константа равновесия этой реакции будет следующая:

Концентрация воды в разбавленном растворе и константа равновесия этого процесса – величины постоянные. Произведение двух постоянных величин будет также величина постоянная: K[H2O]=Kг – это и будет константа гидролиза.

Константа гидролиза для данной реакции равна:

(3.15)

Физический смысл константы гидролиза заключается в том, что она характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу. Чем больше Кг тем в большей степени протекает гидролиз. Кг зависит от природы соли и от температуры.

Рассмотрим случаи зависимости Кг от природы соли.

1. Соль образована слабой кислотой и сильным основанием:

(3.16)

2. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой: В этом случае Кг. зависит от степени диссоциации основания.

(3.17)

3. Случай, когда соль образована слабым основанием и слабой кислотой. Для таких солей Кг. будет зависеть как от Кдис. кислоты, так и от Кдис. основания.

(3.18)

Константа гидролиза связана со степенью гидролиза:

, откуда

(3.19.)

h – степень гидролиза

с – концентрация раствора соли, моль/дм3

Если соль, например, образована двухосновной кислотой, т. е. гидролиз двухступенчатый, то тогда константы гидролиза соответственно будут равны:

(3.20)

Кдис. II(кисл.) и Кдис. I(кисл.) – константы диссоциации кислоты по 2-ой и 1-ой ступени.

Зная степень гидролиза и концентрацию раствора соли можно определить pH раствора.

(3.21)

Используя выражения (3.12) pH= –lg[H+] и (3.21) получаем:

pH= –lg (h • c) (3.22)

Пример. Определите рН раствора ортофосфата калия с концентрацией соли, равной 0,1 моль/дм3.

Решение.

Гидролиз протекает практически только по первой ступени:

РО43– + Н2О ⇄ НРО42– + ОН–

К3РО4 ⇄ К2НРО4 + КОН

Константа гидролиза по этой ступени определяется константой диссоциации образовавшейся кислоты НРО42– , т. е. константой третьей ступени диссоциации ортофосфорной кислоты:К3 = 1,3 •10–12.

Для нахождения константы гидролиза воспользуемся формулой (3.20):

Кг1 = 10–14 / (1,3 •10–12) =7,7•10–3.

Степень гидролиза находим по формуле (3.19.):

h = = 2,8• 10–2

Так как гидролиз этой соли происходит по аниону, то сначала определяется рОН раствора:

рОН = - lg (2,8 •10–2 • 0,1) = 2,55, тогда получаем: рН = 14 – рОН = 11,45

Ответ: рН = 11,45.

3.3.3 Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

Основные понятия

Под электроотрицательностью атома понимают условную величину, характеризующую способность атома в химическом соединении притягивать к себе связующее электронное облако.

Для характеристики состояния атомов в соединениях введено понятие степени окисления. Под степенью окисления (СО) понимается воображаемый заряд атома в соединении, вычисленный, исходя из предположения, что соединение состоит из ионов. Определение степени окисления проводят, используя следующие правила:

1. Степень окисления атома в простом веществе, например, в металле или в Н2, N2, О3 равна нулю.

2. Степень окисления атома в виде одноатомного иона в соединении, имеющем ионное строение, равна заряду данного иона.

3. В соединениях с ковалентными полярными связями отрицательный заряд относят к более электроотрицательному элементу.

4. Алгебраическая сумма СО атомов в нейтральной молекуле равна нулю, в сложном ионе — заряду иона.

Большинство атомов в соединениях могут проявлять переменную СО В качестве примера рассчитаем СО азота в соединениях KNO2 и KNO3 Степень окисления водорода и щелочных металлов в соединениях равна +1, а СО кислорода – (-2). Соответственно СО азота равна;

КNО2 1 + х + 2×(-2) = 0 ; х = +3

КNО3 1 + х + 3×(-2) = 0 ; х = +5

Аналогичным способом можно определить степень окисления элементов в любых соединениях.

Любая окислительно-восстановительная реакция состоит из процессов окисления и восстановления.

Окисление — это отдача электронов атомами вещества, т. е. повышение степени окисления атома. В качестве примера рассмотрим реакцию окисления цинка Zn0 – 2е → Zn2+. Как видно, CO цинка повышается от 0 до +2. Вещества, отдающие свои электроны в процессе реакции, называют восстановителями. В данной реакции цинк является восстановителем. В результате реакции его степень окисления атомов повышается Поэтому можно сказать, что вещество из восстановленной формы превращается в окисленную.

К типичным восстановителям относятся простые вещества, атомы которых имеют малую электроотрицательность, например металлы, водород, углерод, анионы, атомы которых находятся в низкой или низшей степени окисления, например Сl-, Н2PO-, а также углеводороды, азотоводороды, бороводороды и др.

Восстановление — это присоединение электронов к веществу и понижение степени окисления атомов. Например, реакция восстановления иона Сu2+: Cu2+ +2е →Cu0

Вещество, принимающее электроны, называется окислителем. В данной реакции окислителем будет ион Сu2+. В результате реакции степень окисления атомов понижается. Поэтому можно сказать, что вещество из окисленной формы превращается в восстановленную.

К типичным окислителям относятся простые вещества, атомы которых характеризуются высокой электроотрицательностью, например галогены и кислород, соединения кислорода, например пероксиды, соединения благородных газов, например КгF6, катионы и анионы, содержащие атомы с высокой СО, например Fe3+, Pb4+, Сe4+.

Раздельное протекание реакций окисления и восстановления происходит лишь в электрохимических процессах. В химических окислительно-восстановительных реакциях окисление и восстановление взаимосвязаны. В ходе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдает свои электроны окислителю.

Классификация окислительно-восстановительных реакций

ОВР делятся на три группы:

1.  межмолекулярные;

2.  внутримолекулярные;

3.  диспропорционирования.

В межмолекулярных ОВР изменяют степень окисления атомы, которые входят в состав разных веществ, например, как в реакции: