Типы окислительно-восстановительных реакций
Неорганическая химия
13 гидролиз солей. степень гидролиза. константа гидролиза. Факторы, влияющие на смещение равновесия реакций гидролиза.
В общем случае гидролизомназывается разложение какого-либо вещества под действием воды.
Рассмотрим частный случай гидролиза – гидролиз солей. Так, если гидролизуется соль, состоящая из катиона А и аниона В (для простоты примем их однозарядными), то имеет место обратимая реакция:
В результате гидролиза солей образуется либо кислота (кислая соль) и основание, либо основание (основная соль) и кислота. Следовательно, процесс гидролиза соли можно рассматривать как процесс, обратный реакции нейтрализации. Так как реакции нейтрализации обычно идут практически до конца (практически необратимо), то равновесие реакции гидролиза смещено в сторону реагирующих веществ. Концентрация продуктов гидролиза соли, как правило, мала.
Гидролизу могут подвергаться только те соли, ионы которых способны связывать Н+ или ОН--ионы воды в малодиссоциированные соединения, т.е. соли, образованные слабыми кислотами и (или) слабыми основаниями
Степень гидролиза соли (h) – отношение количества соли, подвергшейся гидролизу, к общему количеству соли в растворе.Степень гидролиза может быть выражена в долях от единицы или в процентах
(1)
Основные факторы, влияющие на степень гидролиза соли – природа соли, концентрация соли, температура, добавление кислоты, щелочи или других солей.
Влияние природы соли на степень ее гидролиза определяется тем, что чем более слабым электролитом (основанием или кислотой) образована данная соль, тем в большей степени она подвержена гидролизу.
По мере уменьшения концентрации соли ее гидролиз усиливается, так как гидролиз соли лимитирован ничтожным количеством H+ и OH–-ионов, образующихся при диссоциации воды. Чем больше ионов воды приходится на долю ионов соли, тем полнее идет гидролиз.
С увеличением температуры диссоциация воды несколько возрастает, что благоприятствует протеканию гидролиза.
Константа гидролиза соли (Кh) – это константа равновесия процесса гидролиза соли.Константа гидролиза – это величина постоянная для данной соли при данной температуре.
Факторы, влияющие на процесс гидролиза:
Концентрация соли. Поскольку гидролиз — процесс обратимый, то добавление воды в раствор будет способствовать смещению этой равновесной реакции вправо, т. е. разбавление соли усиливает ее гидролиз.
Температура. Все реакции нейтрализации идут с выделением теплоты. Следовательно, гидролиз — процесс эндотермический:
соль + вода = продукты гидролиза — Q.
Согласно принципу Ле-Шателье повышение температуры для таких процессов способствует смещению равновесия вправо, т. е. усиливает гидролиз соли.
Влияние кислот и оснований. Процессы гидролиза солей сопровождаются выделением ионов Н+или ОН–. Поэтому добавление кислоты к раствору соли, гидролиз которой проходит по катиону, т. е. с образованием ионов Н+, смещает равновесие обратимого процесса влево, процесс гидролиза подавляется. Добавление к этому же раствору щелочи, наоборот, приводит к смещению равновесия вправо, так как ионы ОН– будут связывать ионы Н+ в молекулы воды, т. е. гидролиз усилится.
В случае раствора соли, подвергающейся гидролизу по аниону, добавление кислоты или щелочи производит противоположный эффект.
14 электрохимические процессы. окислительно- востановительные реакции. Электродный потенциал и электродвижущие силы.
Электрохимическими процессами называют процессы взаимного превращения химической и электрической форм энергии.
К электрохимическим процессам относятся:
1. Возникновение разности потенциалов и, следовательно, постоянного электрического тока в результате протекания химической реакции.Устройства, в которых реализуется это явление, называют химическими источниками тока (например, гальванические элементы, аккумуляторы).
2. Химические процессы, протекающие при пропускании постоянного электрического тока через электролит. Это явление называют электролизом, а устройства, в которых оно реализуется – электролизерами.
Электрохимический процесс может быть обратимым, т.е. протекать в одном или другом направлении в зависимости от условий (примером такой обратимости являются заряжение и разряд аккумулятора).
Простейшая электрохимическая система состоит из двух электродов и ионного проводника между ними. Электродаминазывают проводники, имеющие электронную проводимость и находящиеся в контакте с ионным проводником.
Электрохимические реакции являются гетерогенными процессами, так как протекают на границе раздела фаз (например, металл – вода или металл – раствор соли). При этом происходит перенос заряда и вещества через границу раздела фаз твердое вещество – жидкость. В основе электрохимических процессов лежат окислительно-восстановительные реакции (ОВР), которые в отличие от обычных ОВР характеризуются пространственным разделением участников реакции (окислителя и восстановителя) и направленным движением электронов и ионов.
Окислительно-восстановительная реакция (ОВР)–это единый процесс, состоящий из двух разных полуреакций: полуреакции окисления и полуреакции восстановления, которые идут одновременно.
Окисление –это процесс потери электронов атомом, молекулой или ионом.
Восстановление – это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.
Окислителем называется вещество, атомы, молекулы или ионы которого присоединяют электроны:
Окислитель восстанавливается в процессе восстановления.
Восстановителем называется вещество, атомы, молекулы или ионы которого отдают электроны:
Восстановитель окисляется в процессе окисления.
Например:
Так как электрон заряжен отрицательно, то при окислении степень окисления (окислительное число) атома изменяется в положительную сторону, а при восстановлении – в отрицательную.
При рассмотрении ОВР необходимо определять степени окисления атомов, руководствуясь следующими правилами:
– степень окисления атомов в простых веществах равна нулю (Н20, О20, Сl20, S0, P0, Na0, Cu0, Fe0 и др.);
– атомы водорода в большинстве соединений имеют степень окисления +1 (Н+1Сl-1). В гидридах металлов атомы водорода имеют степень окисления –1 (Na+1Н-1, Са+2Н2-1);
– атомы кислорода в большинстве соединений имеют степень окисления –2 (Са+2О-2, Н2+1О-2). В пероксидах атомы кислорода имеют степень окисления –1 (Н2+1О2-1, Na2+1О2-1), а во фториде кислорода – степень окисления кислорода +2 (О+2F2-1);
– атомы фтора во всех соединениях имеют степень окисления –1 (О+2F2-1);
– атомы металлов IА, IIА и IIIА подгрупп Периодической системы проявляют в соединениях постоянные степени окисления соответственно +1, +2 и +3 (Na2+1О-2, Са+2О-2, Al2+3O3-2);
– алгебраическая сумма всех степеней окисления на отдельных атомах, входящих в состав соединений, равна 0
Типы окислительно-восстановительных реакций