.RU

Гидролиз - Ионно-обменные реакции между ионами


Гидролиз
Гидролиз – это ионно-обменная реакция между водой и растворенным в ней веществом. Здесь будем рассматривать гидролиз солей.

Каждую соль можно представить как продукт нейтрализации кислоты основанием, т. е. каждая соль образована какой-то кислотой и каким-то основанием.

Гидролизу подвергаются соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой; слабым основанием и сильной кислотой; слабой кислотой и слабым основанием.

Гидролиз – это обратимый равновесный процесс. В реакциях гидролиза знак равенства заменяют знаком обратимости - двумя противоположно направленными стрелками.

Соли, образованные многоосновными кислотами или многоатомными основаниями гидролизуются ступенчато, образуя на первой ступени кислые или основные соли. Вторая ступень идет в гораздо меньшей степени, чем первая.


^ 1. Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой (I ступень):

Na2CO3 + HOH ⇄ NaHCO3 + NaOH;

2Na+ + C + HOH ⇄ HCO3- + 2Na+ + OH-;

C + HOH ⇄ HCO3- + OH-.

В ходе реакции образуется кислая соль. Краткая ионная форма записи показывает, что в реакции принимает участие анион, поэтому говорят, что в этом случае происходит гидролиз по аниону. В результате гидролиза образуется избыток гидроксид-ионов, поэтому раствор карбоната натрия имеет щелочную реакцию со значением рН > 7.


^ 2. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (I ступень):

ZnCL2 + HOH ⇄ ZnOHCl + HCl;

Zn2+ + 2Cl- + HOH ⇄ ZnOH+ + 2Cl- + H+;

Zn2+ + HOH ⇄ ZnOH+.

В этом случае происходит гидролиз по катиону. В результате гидролиза образуется избыток ионов водорода,

поэтому раствор соли имеет кислую реакцию со значением рН < 7.


3.^ Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой:

CH3COONH4 + HOH ⇄ CH3COOH + NH4OH;

CH3COO- + NH4+ + HOH ⇄ CH3COOH + NH4OH.

В этом случае гидролиз происходит как по аниону, так и по катиону. Реакция раствора практически нейтральна и значение рН близко к 7.

Количественной характеристикой протекания реакции гидролиза является константа равновесия (Кp). Для реакции гидролиза карбоната натрия по первой ступени можно написать выражение константы равновесия

.

Концентрация воды в разбавленных растворах представляет собой практически постоянную величину. Обозначая K·[H2O] = ., получим выражение для константы гидролиза:

^ Степень гидролиза, т. е отношение числа молекул, подвергшихся гидролизу, к общему числу молекул, как правило, невелика. Причиной этого является то, что вода – очень слабый электролит, поэтому равновесие реакции гидролиза смещено в сторону исходных веществ.

В разбавленных растворах соли гидролизуются сильнее. При повышении температуры степень гидролиза увеличивается.

Для подавления гидролиза нужно использовать концентрированные растворы при низких температурах, а также добавлять к раствору один из продуктов гидролиза: кислоту или щелочь.

Соли, образованные слабой многоосновной кислотой и слабым многоатомным основанием, гидролизуются необратимо, например, Al2S3, Cr2S3:

Al2S3 + 6HOH = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑.

Эти и подобные им соли не существуют в растворах.

^ Окислительно-восстановительные реакции
Реакции, в результате которых изменяется степень окисления хотя бы одного из элементов, называются окислительно-восстановительными реакциями.

Изменение степени окисления элементов происходит в результате перехода электронов от атома одного элемента к другому атому или в результате смещения электронных пар, образующих химическую связь.

^ Степень окислени�� - это условный заряд, который присваивается атому элемента в соединении из расчета, что все связи в нем ионные. Степень окисления может иметь положительное, отрицательное и нулевое значение.

Нулевое значение степени окисления имеют атомы в молекулах простых веществ. Металлы в соединениях проявляют положительную степень окисления, а неметаллы – как положительную, так и отрицательную.

Водород в соединениях с неметаллами имеет степень окисления +1, а кислород в большинстве соединений -2.

В молекулах алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в их состав, равна 0, так как молекулы электронейтральны. Исходя из этого, можно вычислить степень окисления атомов в молекулах сложных соединений.

Пример. Вычислить степень окисления серы в серной кислоте и фосфора в пирофосфорной кислоте.

24 : 2·1 + x + 4·(-2) = 0, x = 6.

Следовательно, сера в серной кислоте имеет степень окисления +6.

427: 4·1+ 2x + 7·(-2) = 0, x = 5.

Степень окисления фосфора в пирофосфорной кислоте +5

Процесс потери электронов, сопровождающийся повышением степени окисления атома, называется окислением. Процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления атома, называется восстановлением. Окислительно-восстановительная реакция – это единый процесс: без окисления не может быть восстановления.

Вещество, которое в реакции отдает электроны, называется восстановителем. В окислительно-восстановительном процессе оно окисляется. Вещество, которое в реакции принимает электроны, называется окислителем. В ходе реакции оно восстанавливается.

^ Важнейшие окислители и восстановители
Восстановители

1.Простые вещества:

-металлы: Me – nē → Men+;

-неметаллы: водород, углерод: H2 – 2ē → 2H+,

C – 4ē → .

2.Соединения:

-положительно заряженные ионы в низшей степени окисления: - 1ē → ;

-отрицательно заряженные простые ионы (S2-, J-): S2- - 2ē → S0, J- - 1ē → J0;

-сложные анионы с атомом элемента в низшей степени окисления: O - 2ē → O,

O - 2ē → O.

Окислители

1. Простые вещества – неметаллы (кислород, галогены, сера): O2 + 4ē → 2O2-,

S + 2ē → S2-,

Cl2 + 2ē → 2Cl-.

2.Соединения:

-положительно заряженные ионы металлов в высшей степени окисления: + 2ē → ;

-положительно заряженные ионы благородных металлов: Ag+ + 1ē → Ag;

-соединения, содержащие анионы с атомом элемента в высшей степени окисления: концентрированная и разбавленная азотная кислота и ее соли, концентрированная серная кислота, перманганат калия KO4, дихромат калия K22O7, кислородные соединения галогенов.
^ Составление окислительно-восстановительных реакций
Составить уравнение окислительно-восстановительной реакции – значит определить какие продукты реакции образуются и найти коэффициенты перед всеми веществами.

Одним из методов определения коэффициентов в уравнении реакции является метод электронного баланса. В основе этого метода лежит нахождение коэффициентов перед молекулами восстановителя и окислителями, при которых суммарное число электронов, отданных

восстановителем, равно суммарному числу электронов, присоединенных окислителем.

Рассмотрим этот метод на простейшем примере окисления алюминия кислородом: + O2 → 2O3.

Алюминий – металл, он является восстановителем. Атом алюминия отдает 3 электрона. Кислород – неметалл, он является окислителем. Молекула кислорода принимает 4 электрона, образуя два иона кислорода (всегда нужно определять число принятых или отданных электронов молекулой реагирующего вещества). Находим наименьшее общее кратное число отданных и полученных электронов, умножая 3 на 4. Это число указывает на количество электронов, принимающих участие в окислительно-восстановительной реакции:

– 3ē =

12

2 + 4ē = 2

Чтобы восстановитель отдал 12 электронов, должно быть 4 атома алюминия. Чтобы окислитель присоединил 12 электронов, должно быть 3 молекулы кислорода:

– 3ē = 4

12

O2 + 4ē = 2O 3

В левой частях уравнения реакции 4 атома алюминия, в правой части должно быть столько же, т. е. перед Al2O3 нужно поставить коэффициент 2: 4Al + 3O2 = 2Al2O3.

Проверка на кислород показывает, что в левой и правой части уравнения 6 атомов кислорода. Коэффициенты в уравнении реакции расставлены правильно.

Коэффициенты, стоящие перед восстановителем и окислителем, можно увеличивать или уменьшать, не изменяя их соотношения, полученного при составлении схемы электронного баланса.

Часто в окислительно-восстановительных реакциях, происходящих в растворах, принимает участие третий компонент – среда. Например,

K + K22O7 + H2SO4 → 2 + 2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.

В этой реакции восстановителем является иодид калия, а окислителем – дихромат калия. Составляем схему электронного баланса:

- 1ē = 6

6

2 + 6ē = 2 1

Один ион иода отдает 1 электрон, а два атома хрома принимают 6 электронов. Отсюда получаются коэффициенты перед молекулами восстановителя и окислителя 6 и 1. Эти коэффициенты определяют соотношение между числом молекул восстановителя и его окисленной формой, с одной стороны, и числом молекул окислителя и его восстановленной формой, с другой:

6KJ + K2Cr2 O7 + H2SO4 → 3J2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.

Серная кислота необходима для связывания в соль образовавшихся катионов K+ и Cr+3. Количество молекул K2SO4 определяется суммарным числом атомов калия в левой части уравнения: из 8 атомов калия получается 4 молекулы K2SO4. Для образования одной молекулы Сr2(SO4)3 и четырех молекул K2SO4 необходимо 7 молекул серной кислоты. Ионы водорода в кислой среде образуют воду. Количество молекул воды определяется количеством атомов водорода, содержащихся в 7 молекулах серной кислоты. Таким образом, законченное уравнение этой реакции имеет вид

6KJ + K2Cr2 O7 + 7H2SO4 = 3J2 + Cr2(SO4)3 +4K2SO4 + 7H2O.

Правильность составления уравнения реакции определяется подсчетом атомов кислорода в левой и правой частях уравнения реакции: 35 = 35.

В некоторых случаях роль среды играет окислитель или восстановитель. Тогда в уравнении реакции формулу окислителя (или восстановителя) полезно написать дважды.

В качестве примера рассмотрим окисление меди разбавленной азотной кислотой. Азотная кислота здесь играет двойную роль – роль окислителя и среды:

3 + 2HO3 + 6HNO3 (среда) = 3(NO3)2 + 2O + 4H2O;

- 2ē = 3

6

+ 3ē = 2

Две молекулы азотной кислоты играют роль окислителя. В этих молекулах изменяется степень окисления азота. Кислотные остатки шести других молекул связываются с образовавшимися катионами Cu2+.

Молекулы некоторых веществ могут проявлять как восстановительные, так и окислительные функции. В этом случае возможны реакции самоокисления-самовосстановления, или диспропорционирования. Примером такой реакции является реакция разложения азотистой кислоты на оксид азота (II), азотную кислоту и воду. При составлении уравнения реакции этого типа формулу одного и того же вещества полезно записать дважды:

HO2 + 2HO2 = HO3 + 2O + H2O;

- 2ē = 1

+ 1ē = 2

Как следует из этого уравнения одна молекула HNO2 является восстановителем, превращаясь в одну молекулу HNO3, а две другие ее молекулы выступают в роли окислителя, образуя две молекулы NO.

Существуют вещества, в молекулах которых есть атомы, способные отдавать, и атомы, способные принимать электроны. Разложение этих веществ представляет собой реакцию внутримолекулярного окисления-восстановления:

(H4)22O7 = 2 + 2O3 + 4H2O;

2 – 6ē = 2 6 1

2 + 6ē = 2 6 1

В этой реакции азот в ионе NH4+ отдает электроны хрому в дихромат-ионе.

^ Влияние реакции среды на направление окислительно-восстановительных реакций
Реакция среды играет существенную роль в направлении протекания окислительно-восстановительных реакций. Это можно показать на примере окисления сульфита натрия перманганатом калия в кислой, нейтральной и щелочной среде. Во всех случаях сульфит окисляется до сульфата. Перманганат калия восстанавливается в различной степени в зависимости от реакции среды: в кислой среде – до , в нейтральной – до , а в сильнощелочной среде – до .

5Na2O3 + 2KO4 + 3H2SO4 =

= 5Na2O4 +2SO4 +K2SO4 +3H2O;

- 2ē = 5

+ 5ē = 2

3Na2O3 + 2KO4 + 3H2O = 3Na2O4 + 2O2 + 2KOH;

- 2ē = 3

+ 3ē = 2

Na2O3 + 2KO4 + 2KOH = Na2O4 + 2K2O4 + H2O;

- 2ē = 1

+ 1ē = 2

^ Определение эквивалентной массы в окислительно-восстановительных реакциях
Эквивалентная масса (Э) - масса одного моль-эквивалента - окислителя или восстановителя определяется делением молярной массы окислителя или восстановителя на число принятых или отданных электронов соответственно. Эквивалентная масса перманганата калия будет различной в зависимости от реакции среды: M(KMnO4) = 158 г/моль,

в кислой среде:

г/моль-экв;

в нейтральной среде:

г/моль-экв;

в сильнощелочной среде:

г/моль-экв.


Пример решения типовой задачи

Задача. Сколько литров сероводорода, измеренных при нормальных условиях, можно окислить 500 мл 0,2 н раствора дихромата калия в кислой среде?

Необходимо написать уравнение реакции и, составив электронный баланс, расставить коэффициенты в уравнении реакции:


3H2S + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 3S +Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O;

- 2ē = 6 3

2 + 6ē = 2 2 1

Чтобы коэффициенты в уравнении реакции были наименьшими, необходимо коэффициенты, стоящие перед восстановителем и окислителем, уменьшить в два раза. Однако соотношение между ними должно оставаться прежним.

Определяем массу дихромата калия, содержащуюся в 500 мл 0,2 н раствора, исходя из определения нормальности: , отсюда m =·Э·V.

Необходимая для этого расчета эквивалентная масса определяется, как указывалось ранее, делением молярной массы дихромата калия, равной 294 г/моль, на число принятых этой молекулой электронов:

г/моль-экв.

Масса K2Cr2O7 будет равна

m(K2Cr2O7) = Cн·Э (K2Cr2O7)·V = 0,2·49·0,5 = 4,9 г.

Из уравнения реакции следует:

3 моля H2S реагируют с 1 моль K2Cr2O7,

3 · 22,4 л H2S реагируют с 294 г K2Cr2O7,

V(H2S) л H2S реагирует с 4,9 г K2Cr2O7.

л.

Ответ: можно окислить 1,12 л сероводорода.

eshe-raz-o-vostoke-i-zapade-strukturi-semi-i-domohozyajstva-v-istorii-evropi.html
eshe-raz-ob-elementah-krasoti-b-g-klyujko-ohranyaetsya-zakonom-ob-avtorskom-prave-narushenie-ogranichenij-nakladivaemih.html
eshe-s-devyatogo-klassa-mi-izuchaem-algoritmi-i-vot-perejdya-iz-desyatogo-klassa-v-odinnadcatij-ne-ostavshis-na-vtoroj-god-mi-reshili-napisat-referat-na-nashu.html
eshil-y-525-456-gg-do-n-e-amerika-avstraliya-literaturno-bibliograficheskij-spravochnik-6-e-izd-ispravlennoe.html
eshpanov-baitzhan-izilorda-oblisi-zhalaash-audani-aldabergen-bisenov-atindai.html
eshyo-odna-konstituciya-bila-napisana-masonom-pestelem-po-kotoroj-evreyam-darovalos-polnoe-ravnopravie-i-v-rossii-uchrezhdalsya-velikij-evrejskij-sinedrion.html
  • znaniya.bystrickaya.ru/rabochaya-programma-po-discipline-opd-f-08-modelirovanie-i-optimizaciya-tehnologicheskih-processov-dlya-specialnosti-260901-65-tehnologiya-shvejnih-izdelij-zaochnoj-formi-obucheniya.html
  • desk.bystrickaya.ru/polozhenie-ob-oblastnom-pedagogicheskom-festivale-dopolnitelnoe-obrazovanie-detej-vzglyad-v-budushee-obshie-polozheniya.html
  • write.bystrickaya.ru/finansovij-analiz-predstavlyaet-soboj-sposob-nakopleniya-transformacii-i-ispolzovaniya-informacii-finansovogo-haraktera-imeyushij-celyu-ocenivat-tekushee-i-persp-stranica-5.html
  • education.bystrickaya.ru/3-1941-g-doroga-k-frontu-nikolaj-mihajlovich-amosov.html
  • assessments.bystrickaya.ru/dopolnitelnaya-plani-seminarskih-zanyatij-dlya-pervogo-cikla-obucheniya.html
  • vospitanie.bystrickaya.ru/vvedenie-poyasnitelnaya-zapiska-k-diplomnomu-proektu-soglasovano.html
  • znaniya.bystrickaya.ru/rabota-s-uchebnoj-literaturoj.html
  • institute.bystrickaya.ru/forma-s4-dopolnitelnoe-oborudovanie-plan-vistavochnoj-zoni-foruma-3-raspisanie-raboti-foruma-5-tehnicheskij-reglament.html
  • klass.bystrickaya.ru/53-cikl-karno-obratimij-s-i-kuznecov-molekulyarnaya-fizika.html
  • college.bystrickaya.ru/2-celitelnie-sili-gigienicheskogo-okkultizma-predislovie-ot-izdatelstva.html
  • uchit.bystrickaya.ru/tematika-i-modeli-menovanya-stvoh-predmetoh-i-zyavenoh-zakona-o-izmenama-i-dopunama-zakona-o-osnovama-sistema.html
  • ucheba.bystrickaya.ru/posobie-po-ekologicheskoj-zhurnalistike-komissiya-oon-po-stranam-azii-i-tihookeanskogo-regiona-bangkok-tailand-1988-stranica-8.html
  • znanie.bystrickaya.ru/analiz-uchebno-vospitatelnoj-raboti-v-2009-2010-uchebnom-god.html
  • znanie.bystrickaya.ru/43-fototranzistori-razrabotka-ustrojstva-dlya-izmereniya-osveshennosti-i-koefficienta-pulsacii-svetovogo-potoka.html
  • grade.bystrickaya.ru/metodicheskoe-rukovodstvo-po-raschetu-mashini-postoyannogo-toka-mpt.html
  • bystrickaya.ru/vselennaya-bez-singulyarnostej.html
  • abstract.bystrickaya.ru/12-aprelya-2012-g-dokumentaciya-ob-otkritom-aukcione-v-elektronnoj-forme-otkritij-aukcion-v-elektronnoj-forme-105.html
  • university.bystrickaya.ru/glava-13-tisyacha-i-odno-pokazanie-dlya-kesareva-secheniya-kniga-prednaznachena-dlya-vrachej-akusherov-ginekologov.html
  • abstract.bystrickaya.ru/18-maya-10-00-registraciya-uchastnikov.html
  • crib.bystrickaya.ru/istoricheskie-nauki-byulleten-novih-postuplenij-iyun-oktyabr-2008-g.html
  • notebook.bystrickaya.ru/grant-demokratii-vremya-novostej-homchenko-yuliya-20092006-171-str-1-gosduma-rf-monitoring-smi-20-sentyabrya-2006-g.html
  • turn.bystrickaya.ru/osnovnaya-cel-provodimoj-infuzionnoj-terapii-v-kriticheskih-situaciyah-podderzhanie-adekvatnogo-serdechnogo-vibrosa-dlya-obespecheniya-perfuzii-tkanej-pri-maksimaln.html
  • kolledzh.bystrickaya.ru/6cotrudnichestvo-v-pravoohranitelnoj-deyatelnosti-sotrudnichestvo-gosudarstv-uchastnikov-sng.html
  • knowledge.bystrickaya.ru/o-kadrovom-obespechenii-obrazovatelnogo-processa-i-ukomplektovannosti-shtatov.html
  • desk.bystrickaya.ru/pogonya-za-po-pok-kivisom-genri-longfello-pesn-o-gajavate.html
  • portfolio.bystrickaya.ru/organogenez-i-produkcionnij-process-ultrarannego-i-rannespelogo-gibridov-kukuruzi-v-svyazi-so-srokami-poseva-v-severnoj-lesostepi-zauralya.html
  • credit.bystrickaya.ru/perechen-voprosov-rassmotrennih-na-chetvyortoj-sessii-gosudarstvennogo-sobraniya-respubliki-mordoviya-pyatogo-soziva.html
  • paragraph.bystrickaya.ru/kurs-chitaetsya-v-1-m-semestre-lekcij-19-chasov-seminarov-19-chasov-samostoyatelnaya-rabota-60-chasov-prepodavatel.html
  • shkola.bystrickaya.ru/tereza-vse-otricaet-agata-kristi.html
  • zanyatie.bystrickaya.ru/tehnologiya-ustanovki-ankernoj-krepi-nabrizg-betonom-i-ankerami-pri-stroitelstve-transportnih-tonnelej-i-metropolitenov.html
  • bystrickaya.ru/vliyanie-atomnih-elektrostancij-aes-na-okruzhayushuyu-sredu.html
  • control.bystrickaya.ru/disciplina-grazhdanskoe-pravo-ects-informacionnij.html
  • tasks.bystrickaya.ru/10-vremya-otdiha-yavlyaetsya-fundamentalnoj-dlya-dalnejshego-izucheniya-trudovogo-prava-ponyatie-trudovogo-prava-raskrivaetsya.html
  • znaniya.bystrickaya.ru/psihologicheskie-osobennosti-izbiratelnih-kampanij.html
  • uchitel.bystrickaya.ru/rabochaya-programma-i-zadanie-na-kursovoj-proekt-s-metodicheskimi-ukazaniyami-dlya-studentov-vi-kursa-po-specialnosti.html
  • © bystrickaya.ru
    Мобильный рефератник - для мобильных людей.