Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кслотой

Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием.

CH₃COONa + HOH ⇄ CH₃COOH + NaOH

CH₃COO^– + Na⁺ + HOH ⇄ CH₃COOH + Na⁺ + OH^–

CH₃COO^– + HOH ⇄ CH₃COOH + OH^– – реакция среды щелочная.

Продукт гидролиза – слабая кислота, реакция среды щелочная вследствие повышенной концентрации OH^– – ионов.

Если соль образована слабой многоосновной кислотой и сильным основанием, то продуктом гидролиза является кислая соль, точнее, анион кислой соли. Например: Na₃PO₄ + HOH ⇄ Na₂HPO₄ + NaOH

3Na⁺ + PO₄^3– + HOH ⇄ 2Na⁺ + HPO₄^2– + Na⁺ + OH^–

PO₄^3– + HOH ⇄ HPO₄ + OH^– – реакция среды щелочная.

2. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой NH₄NO₃ + HOH ⇄ NH₄OH + HNO₃

NH₄⁺ + NO₃^– + HOH ⇄ NH₄OH + H⁺ + NO₃^–

NH₄⁺ + HOH ⇄ NH₄OH + H⁺ – реакция среды кислая.

Продуктом гидролиза является слабое основание, реакция среды кислая, обусловленная присутствием свободных H⁺ – ионов.

Если соль образована слабым многокислотным образованием и сильной кислотой, то образуется основная соль, точнее, катион основной соли. Например: SnCl₂ + HOH ⇄ SnOHCl + HCl

Sn²⁺ + 2Cl^– + HOH ⇄ SnOH⁺ + Cl^– + H⁺ + Cl^–

Sn²⁺ + HOH ⇄ SnOH⁺ + H⁺ – реакция среды кислая.

Соли такого типа легче других подвергаются гидролизу, так как ионы этих солей одновременно связываются обоими ионами воды с образованием двух слабых электролитов. При этом реакция гидролиза может практически идти до конца. Например:

NH₄CH₃COO + HOH ⇄ NH₄OH + CH₃COOH

NH₄⁺ + CH₃COO^– + HOH ⇄ NH₄OH + CH₃COOH

Реакция среды в этом случае определяется соотношением силы образующихся кислоты и основания.

Соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями, например, NaCl, гидролизу не подвергаются.

Na⁺ + Cl^– + HOH ⇄ Na⁺ + OH^– + H⁺ + Cl⁺,

т.е. никаких новых продуктов не образовывалось.

Гидролизу некоторых солей, образованных очень слабыми основаниями и кислотами, является необратимым процессом, например гидролиз сульфидов и карбонитов Al³⁺, Cr³⁺ и Fe³⁺ в растворе с сульфидами и карбонатами в осадок выпадают не сульфиды и карбонаты этих катионов, а их гидроксиды:

2AlCl₃ + 3Na₂S + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S + 6NaCl

2CrCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Cr(OH)₃ + 3CO₂ + 6NaCl

181. Составьте ионное и молекулярное уравнения совместного гидролиза, происходящего при смешивания растворов К₂S и СгС1₃. Каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца.

182. Какое значение рН (> или < 7) имеют растворы солей МnСI₂, Nа₂СО₃, Ni(NО₃)₂? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

183. Какие из солей Аl₂(SO₄)₃, К₂S, Рb(NО₃)₂, КСI подвергаются гидролизу? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

184. При смешивании растворов FeС1₃ и Na₂СО₃ каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца. Выразите этот совместный гидролиз ионным и молекулярным уравнениями.

185. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей СН₃СООК, ZnSO₄, А1(NО₃)₃. Какое значение рН (> или < 7) имеют растворы этих солей?

186. Какое значение рН (больше или меньше 7) имеют растворы солей Li₂S, А1С1₃, NiSO₄? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

187. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей РЬ(NО₃)₂, Nа₂СО₃, СоСI₂. Какое значение рН (> или < 7) имеют растворы этих солей?

188. Составьте ионное и молекулярное уравнения гидролиза соли, раствор которой имеет: а) щелочную реакцию; б) кислую реакцию.

189. Какое значение рН (больше или меньше 7) имеют растворы солей Nа₃РО₄, К₂S, СuSO₄? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

190. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей СuСI₂, Сs₂СО₃, ZnСI₂. Какое значение рН (больше или меньше 7) имеют растворы этих солей?

191. Какие из солей RbСI, Сг₂(SO₄)₃, Ni(NO₃)₂ подвергаются гидролизу? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

192. При смешивании растворов СuSO₄ и К₂СО₃ выпадает осадок основной соли (СuОН)₂СО₃ и выделяется СО₂. Составьте ионное и молекулярное уравнения происходящего гидролиза.

193. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей К₂S, Сs₂СО₃, NiСI₂, Рb(СН₃СОО)₂. Какое значение рН (> или < 7) имеют растворы этих солей?

194. При смешивании растворов А1₂(SO₄)₃ и Nа₂СО₃ каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца. Составьте ионное и молекулярное уравнения происходящего совместного гидролиза.

195. Какие из солей NаВг, Nа₂ S, К₂СО₃, СоСI₂ подвергаются гидролизу? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

196. Какиеиз солей КNО₃, СгСI₃, Сu(NO₃)₂, NаСN подвергаются гидролизу? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

197. Составьте ионное и молекулярное уравнения совместного гидролиза, происходящего при смешивании растворов Сr(NO₃)₃ и Nа₂S. Каждая и взятых солей гидролизуется необратимо до конца.

198. Какие значение рН (> или < 7) имеют растворы следующих солей К₃РО₄, Рb(NО₃)₂, Nа₂S? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

199. Какие из солей К₂СО₃, FеСI₃, К₂SO₄, ZnСI₂ подвергаются гидролизу? Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза соответствующих солей.

200. При смешивании растворов Аl₂(SO₄)₃ и Nа₂S каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца. Выразите этот совместный гидролиз ионным и молекулярным уравнениями.

КОНТРОЛЬНОЕ ЗАДАНИЕ 2

ОКИСЛИТЕЛЬНО–ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Окислительно-восстановительными называются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления (окислительного числа) атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Под стенанью окисления (п) понимают тот условный заряд атома, который вычисляется исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов. Окисление-восстановление – это единый взаимосвязанный процесс. Окисление приводит к повышению степени окисления восстановителя, а восстановление к ее понижению у окислителя.

Повышение или понижение степени окисления атомов отражается в электронных уравнениях исходя из того, что окислитель принимает электроны, а восстановитель их отдает. При этом не учитывается, переходят ли электроны от одного атомак другому полностью и образуются ионные связи, или электроны только оттягиваются к более электроотрицательному атому и возникает полярная связь. О возможности того или иного вещества проявлять окислительные, восстановительные или двойственные (как окислительные, так и восстановительные) свойства можно судить по степени окисления атомов, несущих эти функции.

Атом того или иного элемента в своей высшей степени окисления не может ее повысить (отдать электроны) и проявляет только окислительные свойства, а в своей низшей степени окисления не можетее понизить (принять электроны) и проявляет только восстановительные свойства. Атом же элемента, имеющий промежуточную степень окисления, может проявлять как окислительные так и восстановительные свойства.

Например:

N⁵⁺(НNО₃)S⁶⁺(Н₂ SО₄) проявляют только окислительные свойства;

N⁴⁺(NO₂) S⁴⁺(SO₂)

N³⁺(HNO₂)

N²⁺(NO) S²⁺(SO) проявляют окислительные и восстанови-

N¹⁺(N₂O) тельные свойства

N⁰(N₂) S⁰(S₂;S₈)

N^-1(NH₂OH) S^-1(H₂S₂)

N^2-(N₂H₄)

N^3-(NH₃) S^2-(H₂S) проявляют только восстановительные свойства

При окислительно-восстановительных реакциях валентность атомов может и не меняться. Например, в окислительно-восстановительной реакции: H₂⁰ +СI₂⁰ = 2HCI валентность атомов водорода и хлора до и после реакции равна единице. Изменилась их степень окисления. Валентность определяет число связей, образованных данным атомом, и поэтому знака не имеет. Степень же окисления имеет тот или иной знак.

Пример 1. Исходя из степени окисления (п) азота, серы и марганца в соединениях NН₃, НNО₂, HNО₃, H₂S, Н₂SО₃, Н₂SО₄, MnО₂, KMnО₄ определите, какие из них могут быть только восстановителями, только окислителя­ми и какие проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства.

Решение. Степень окисления n (N) в указанных соединениях соответственно равна: –3 (низшая), +3 (промежуточная), +5 (высшая); n (S) соответственно равна: –2 (низшая), +4 (промежуточная). +6 (высшая); n (Mn) соответственна равна: +4, (промежуточная), +7 (высшая). Отсюда: NН₃, Н₂S - только восстановители; НNО₃, Н₂SO₄, КМnО₄ – только окислители; НNО₂ ,H₂SO_3, MnO₂ – окислители и восстановители.

Пример 2. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами; а) Н₂S и НI; б) H₂S и H₂SO₃; в) Н₂SO₃ и НСIO₄?

Решение. а) Определяем степень окисления: n (S) в Н₂S= –2; n (I) в НI= –1. Так как сера и иод имеют свою низшую степень окисления, то оба взятых вещества проявляют только восстановительные свойства и взаимодействовать друг с другом не могут; б) n (S) в Н₂S = –2 (низшая); n (S) в Н₂SO₃ = +4 (промежуточная). Следовательно, взаимодействие этих веществ воз­можно, причем Н₂SО₃ будет окислителем; в) n (S) в Н₂SO₃ = +4 (промежуточная); n (СI) в НСIO₄ = +7 (высшая). Взятые вещества могут взаимодействовать. Н₂SО₃ в этом случае будет проявлять уже восстановительные свойства.

Пример 3. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме

Решение. Если в условии задачи даны как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия, то написание уравнения реакции сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов. Коэффициенты определяют методом электронного баланса при помощи электронных уравнений. Вычисляем, как изменяют свою степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях:

восстановитель 5 P³⁺–2 ē = P⁵⁺ процесс окисления;

окислитель 2 Mn⁷⁺+5 ē = Mn²⁺ процесс восстановления.

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которое присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов является число 10. Разделив это число на 5, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его окисления. Коэффициенты перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором. Уравнение реакции будет иметь вид

2КMnО₄ + 5Н₃PO₃ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5Н₃РО₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

Пример 4. Составьте уравнение реакции взаимодействия цинка с концентрированной серной кислотой, учитывай максимальное восстановление последней.

Решение. Цинк как любой металл проявляет только восстановительные свойства. В концентрированной серной кислоте окислительную функцию несет сера (+6). Максимальное восстановление серы означает, что она приобретает минимальную степень окисления. Минимальная степень окисления серы как р - элемента VI А группы равна –2. Цинк как металл II В группы имеет постоянную степень окисления +2. Отражаем сказанное в электронных уравнениях:

4 Zn⁰ – 2 ē = Zn²⁺

1 S⁶⁺ + 8 ē = S^2–

Составляем уравнение реакции:

4Zn + 5Н₂SO₄ = 4ZnSO₄ + Н₂S + 4Н₂O

Перед Н₂SO₄ стоит коэффициент 5, а не 1, ибо четыре молекулы Н₂SO₄ идут на связывание четырех ионов Zn²⁺.

201. Исходя из степени окисления хлора в соединениях НСI, НСIO₃ НСIO₄, определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме

КВr + КBrО₃ + Н₂SО₄ ® Вr₂ + К₂ SO₄ + H₂O.

202. Реакции выражаются схемами:

Р + НIO₃ + Н₂O ® Н₃РО₄ + НI

Н₂S + СI₂+Н₂O ® Н₂SO₄ + НСI

Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем; какое вещество окисляется, какое – восстанавливается.

203. Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс – окисление или восстановление – происходит при следующих превращениях:

Аs^3– ® As⁵⁺; N³⁺ ® N^3–; S^2– ® S⁰.

На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме

Na₂SO₃ + КMnО₄ + Н₂O ® Nа₂SO₄ + МnО₂ + КОН

204. Исходя из степени окисления фосфора в соединениях РН₃, Н₃РO₄, Н₃РО₃ определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме РbS + НNО₃ ® S + + Рb(NО₃)₂ + NO₂ + Н₂O.

205*. КMnО₄ + Nа₂SO₃ + КОН ® К₂МnО₄ + Nа₂SO₄, + Н₂О

P + НNО₃ +Н₂O ® Н₃PО₄ + NO

206. Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс – окисление или восстановление – происходит при следующих превращениях: Мn⁶⁺® Mn²⁺; CI⁵⁺ ® CI^– ; N^3– ® N⁵⁺. На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме Сu₂O+НNO₃®Сu(NО₃)₂ +NO+Н₂О

207*. НNO₃ + Са ® NН₄NО₃ + Са(NO₃)₂ + Н₂О

К₂S + КMnO₄ + Н₂SO₄ ® S + К₂SO₄ + МnSO₄ + Н₂O

208. Исходя из степени окисления хрома, йода и серы в соединениях К₂Сr₂О₇, КI и Н₂SО₃ определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:

NaCгО₂ + РbО₂ + NаОН ®Na₂CrО₄ + Nа₂PbО₂ + Н₂О

209*. Н₂S + СI₂ + Н₂O ® Н₂SO₄ + НСI

К₂Cr₂О₇ + Н₂S + Н₂SО₄ ® S + Сг₂ (SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

210^*. KClO₃ + Na₂SO₃ ® KCl + Na₂SO₄

KMnO₄ + HBr ® Br₂ + KBr + MnBr₂ + H₂O

211^*. P + HClO₃ + H₂O ® H₃PO₄ + HCl

H₃AsO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ ® H₃AsO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

212^*. NaCrO₂ + Br₂ + NaOH ® 2Na₂CrO₄ + NaBr + H₂O

FeS + HNO₃ ® Fe(NO₃)₂ + S + NO + H₂O

213^*. HNO₃ + Zn ® N₂O + Zn(NO₃)₂ + H₂O

FeSO₄ + KClO₃ + H₂SO₄ ® Fe₂(SO₄)₃ + KCl + H₂O

214^*. K₂Cr₂O₇ + HCl ® Cl₂ + CrCl₃ + KCl + H₂O

Au + HNO₃ + HCl ® AuCl₃ + NO + H₂O

215. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) NH₃ и KMnO₄; б) HNO₂ и HI; в) НСl и H₂Se? Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме

KMnO₄ + KNO₂ + H₂SO₄ ® MnSO₄ + KNO₃ + K₂SO₄ + H₂O

216^*. HCl + CrO₃ ® Cl₂ + CrCl₃ + H₂O

Cd + KMnO₄ + H₂SO₄ ® CdSO₄ + K₂SO₄ + MnSO₄ + H₂O

217^*. I₂ + NaOH ® NaOI + NaI

MnSO₄ + PbO₂ + HNO₃ ® HMnO₄ + Pb(NO₃)₂ + PbSO₄ + H₂O

218^*. H₂SO₃ + HClO₃ ® H₂SO₄ + HCl

FeSO₄ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ ® Fe₂(SO₄)₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

219*. I₂ + Cl₂ + H₂O ® HIO₃ + HCl

FeCO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ ® Fe₂(SO₄)₃ + CO₂ + MnSO₄ + К₂SO₄ + H₂O

220. Могут ли происходить окислительно-восстанови­тельные реакции между веществами: а) РН₃ и НВr; б) K₂Cr₂O₇ и H₃PO₃; в) HNO₃ и H₂S? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей посхеме AsH₃ + HNO₃ ® H₃AsO₄ + NO₂ + H₂O

ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ И ЭЛЕКТРОДВИЖУЩИЕ СИЛЫ*

Если металлическую пластинку опустить в воду, то расположенные на ее поверхности катионы металла будут гидратироваться полярными молекулами воды и переходить в жидкость. При этом электроны, в избытке остающиеся в металле, заражают его поверхностный слой отрицательно. Возникает электростатическое притяжение между перешедшими в жидкость гидратированными катионами и поверхностью металла. В результате этого в системе устанавливается подвижное равновесие:

Me + m H₂O=Me(H₂O) ^{n +} _m + ne^–

^{в растворе на металле}

где n - число электронов, принимающих участие в процессе. На границе металл - жидкость возникает двойной, электрический слой, характеризующийся определенным скачком потенциала — электродным потенциалом. Абсо­лютные значения электродных потенциалов измерить не удается. Электродные потенциалы зависят от ряда факторов (природы металла, концентрации, температуры и др.). Поэтому обычно определяют относительные электродные потенциалы в определенных условиях, называемых стандартными электродными потенциалами (Е °).

Стандартным электродным потенциалом металла называют его электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор собственного иона с концентрацией или активностью, равной 1 моль, измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом, потенциал которого при 25° С условно принимается равным нулю (Е ° = 0; D G ⁰ = 0).

Располагая металлы в ряд по мере возрастания их стандартных электродных потенциалов (Е°), получаем так называемый “ ряд напряжений ”.

Положение того или иного металла в ряду напряже­ний характеризует его восстановительную способность, а также окислительные свойства его ионов в водных растворах при стандартных условиях. Чем меньше значение Е °, тем большими восстановительными способностями обладает данный металл в виде простого вещества и тем меньше окислительные способности проявляют его ионы. И наоборот. Электродные потенциалы измеряют в приборах, которые получили название гальванических элементов. Окислительно-восстановительная реакция, которая лежит в основе работы гальванического элемента, протекает в направлении, в котором э. д. с. элемента имеет положительное значение. В этом случае D G ⁰ < 0, так как D G ⁰ = - nFE ⁰.

Пример 1. Стандартный электродный потенциал ни­келя больше, чем у кобальта (табл. 4). Изменится ли это соотношение, если измерить потенциал никеля в растворе его ионов с концентрацией 0,001 моль/л, а кобальта – 0,1 моль/л?

Решение. Электродный потенциал металла (Е) зависит от концентрации его ионов в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

где Е '° - стандартный электродный потенциал; п- число электронов, принимающих участие в процессе; С - концентрация (при точных вычислениях – активность) гидратированных ионов металла в растворе, моль/л. Е ° для никеля и кобальта соответственно равны -0,25 и -0,277 В, Определим электродные потенциалыэтих металлов при данных в условии концентрациях:

Е (Ni²⁺/Ni)= -0,25 + (0,058/2)lg10^–3 = -0,337 B,

Е (Co²⁺/Co)= -0,277 + (0,058/2)lg10^–1 = -0,306 B.

Таким образом, при изменившейся концентрации потенциал кобальта стал больше потенциала никеля.

Таблица 4

Дата добавления: 2014-10-22