Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кслотой

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, Nа₂S, 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⁺(Н₂SО₄) 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+ К₂SO₄ + 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 + mH₂O=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; DG⁰= 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 DG⁰< 0, так как DG⁰ = -nFE⁰.

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