29. Гідроліз солей.

Взаємодія солі з водою, яка призводить до утворення слабкого або погано розчинного електроліту, називається гідролізом солі. Причиною гідролізу солей є зміщення рівноваги дисоціації молекул води в бік утворення малодисоційованих сполук.

Реакції гідролізу звичайно відбуваються без зміни ступеня окиснення. Сумарний ефект гідролізу визначається природою наявних у розчині катіонів й аніонів. За невеликим винятком, майже всі солі є сильними електролітами. Це значить, що незалежно від того, взаємодією якої кислоти чи основи вони отримані, у воді солі дисоціюють практично повністю.

А. Гідроліз солей, утворених взаємодією сильних основ і слабких кислот. У солей, утворених сильними основами і слабкими кислотами, відбувається гідроліз по аніону, а розчиницих солей мають лужну реакцію (рН більше 7).

При розчиненні у воді солі ціанистоводневої кислоти і сильної основи, наприклад КСN, сіль дисоціює на іони:

КСN  K⁺ + CN^-.

Виникнення лужної реакції розчину стає зрозумілим із рівняння гідролізу в іонній формі. Його пишуть, враховуючи, що воду і ціанистоводневу кислоту, як слабкі електроліти, слід писати у вигляді молекул, а КСN і КОН – у вигляді іонів:

К⁺ + СN^- + Н₂О  К⁺ + ОН^- + НСN;

повне іонне рівняння, або кінцево:

СN^- + Н₂О  НСN + ОН^-;

скорочене іонне рівняння.

Подібно КСN, розчин СН₃СООNа також має лужну реакцію, що видно з рівняння гідролізу:

СН₃СОО^- + НОН  СН₃СООН + ОН^-.

Б. Гідроліз солей, утворених дією сильної кислоти і слабкої основи. У солей, утворених сильною кислотою і слабкою основою, відбувається гідроліз по катіону, а розчини таких солей мають кислу реакцію (рН менше 7).

У водних розчинах таких солей відбувається зв’язування ОН^- -іонів води і накопичування Н⁺-іонів у розчині, наприклад:

CuCl₂  Cu²⁺ + 2Cl^-;

Cu²⁺ + 2Cl^- + HOH  CuOH⁺ + 2Cl^- + H⁺;

Cu²⁺ + HOH  CuOH⁺ + H⁺.

В. Гідроліз солей, утворених взаємодією слабкої основи і слабкої кислоти. Солі, утворені слабкою кислотою і слабкою основою, в розчинах не існують (гідролізують повністю).

У  цьому випадку зв’язуються ОН^- і Н⁺ - іони води

СН₃СООNH₄  СH₃COO^- + NH₄⁺;

СН₃СОО^- + NH₄ ⁺ + НОН  СН₃СООН + NH₄OH.

У цьому випадку гідроліз відбувається повністю внаслідок того, що вже не один, а одразу два процеси зсувають рівновагу іонізації води. Переконатися в цьому можна по запахурозчину СН₃СООNH₄, який одночасно пахне оцтовою кислотою і аміаком.

Г. Солі, утворені взаємодією сильної основи і сильної кислоти. Якщо сполука при дисоціації в розчині утворює катіони й аніони сильних основ та кислот, гідроліз практично не відбувається, і рН середовища не змінюється.

У такому випадку можна сказати, що солі сильної основи і сильної кислоти гідролізу не піддаються, так як при розчиненні їх у воді не відбувається зв’язування ні Н⁺, ні ОН^-, які виникають в результаті дисоціації води.

Отже, рН розчинів солей, утворених сильними основами і сильними кислотами, таке ж, як у чистої води (рН7).

30. Окисно-відновні реакції. Класифікація реакцій. Окисники та відновники. Правила складання окисно-відновних реакцій.

Нерівномірність розподілу електронів між атомами в сполуках дістала назву окиснюваності.

Елемент, електрони якого зміщуються до атомів другого елемента (повністю у випадку іонного зв’язку або частково у випадку полярного), виявляє позитивну окиснюваність.Елемент, до атомів якого зміщуються електрони атома другого елемента, проявляє негативну окиснюваність.

Число електронів, зміщених від одного атома певного елемента (при позитивній окиснюваності) або до атома певного елемента (при негативній окиснюваності), називаєтьсяступенем окиснення.

Ступінь окиснення – це умовний заряд, який мав би атом, коли б електрони всіх його зв’язків з іншими атомами були зміщені до більш електронегативного атома. Позитивний ступінь окиснення визначається як кількість електронів, зміщених  від даного атома. Негативний ступінь окиснення дорівнює кількості зміщених електронів до даного атома.

Ступені окиснення позначають арабською цифрою із знаком “+” чи “-“ перед цифрою розміщують їх вгорі над символом елемента, наприклад, Mn⁺², Mn⁺⁷, S^-2, N^-3, P⁺⁵.

Заряди іонів, на відміну від ступеня окиснення, позначають арабською цифрою із знаком “+”, “-“ після цифри: Ca²⁺, Na⁺, SO₄^2-, Cl^-.

Правила визначення ступеня окиснення

1.    Ступінь окиснення елементів в простих речовинах дорівнює нулю.

     Cl₂⁰, Br₂⁰, N₂⁰, Na⁰.

2.    В іонних сполуках ступінь окиснення дорівнює заряду іона:

      Cl^- ступінь окиснення хлору –1, Na⁺ ступінь окиснення натрію +1.

3.    Сума ступенів окиснення всіх атомів або іонів, які входять до складу сполуки, дорівнює нулю.

     FeCl₃    +3+3(-1) = 0

4.    Cума ступенів окиснення всіх атомів в іоні дорівнює заряду іона. В SO₄^2- сума ступенів окиснення дорівнює    –2:

     S(+6), O(-2): +6 +4  (-2) = +6 –8 = - 2.

5.    Окремі елементи майже в усіх своїх сполуках проявляють один і той же ступінь окиснення. Такі елементи використовують як еталонні при визначенні ступенів окиснення іншихелементів. До еталонних належать елементи:

K⁺¹, Na⁺¹, Н⁺¹ (за винятком гідридів металів NaH^-1, KH^-1, CaH₂^-1);

Mg⁺², Ca⁺²; Al⁺³; F^–1; Cl^–1 (за винятком сполук з О та сполук з F);

O^–2 (за винятком пероксидів H₂O₂, Na₂O₂, фторидів O⁺₂F₂, O₂⁺F₂).

Реакції, які супроводяться зміною ступеня окиснення елементів, називають окисно-відновними.

Віддавання електронів, яке супроводиться підвищенням ступеня окиснення елемента, називають окисненням.

Приєднання електронів, що супроводжується зниженням ступеня окиснення елемента, називають відновленням.

Відновник: Na Na⁺ + 1e   - процес окиснення.

Окисник: Cl₂ + 2e  2Cl^-   - процес відновлення.

Речовину, до складу якої входить елемент, що окиснюється, називають відновником; а речовину, яка містить елемент, який відновлюється, - окисником.

Чим більший стандартний окисно-відновний потенціал даної пари, тим сильнішим окисником є відповідна окиснена форма і тим слабшим відновником є відповідна відновлена форма.

Знаючи відносну силу різних окисників і відновників, можна передбачити напрям протікання реакції.

Наприклад:

2Fe³⁺ + Sn²⁺ Sn⁴⁺ + 2Fe²⁺.

E⁰ (Fe³⁺/Fe²⁺) = +0,77 B      - окисник.

E⁰ (Sn⁴⁺/Sn²⁺) = +0,15 B        - відновник.

Умовою здійснення окисно - відновної реакції є додатнє значення ЕРС сумарної реакції:

ЕРС = Е⁰ (Fe³⁺/Fe²⁺) - E⁰ (Sn⁴⁺/Sn²⁺) = 0,77 - 0,15 = 0,62 B.

Отже, реакція буде проходити в прямому напрямку: Fe³⁺ буде відновлюватись, а Sn²⁺ буде окиснюватися.

Метод електронного балансу урівнювання окисно-відновних реакцій

Записують рівняння реакції у молекулярній формі:

КМnO₄ + KNO₂ + H₂SO₄ =

Перманганат калію містить Манган у вищому ступені окиснення, тому може бути тільки окисником. Нітрит калію містить N⁺³, це проміжний ступінь окиснення і в даному випадку, якщоMn⁺⁷ – окисник, то N⁺³ може бути тільки відновником. Відновлення Mn⁺⁷ у кислому середовищі може проходити до Mn⁺², а окиснення NO₂^- до NO₃^-. Отже, запишемо продукти реакції:

KMn⁺⁷O₄ + KN⁺³O₂ + H₂SO₄  Mn⁺²SO₄ +KN⁺⁵O₃ + K₂SO₄ + H₂O.

Позначимо ступені окиснення речовин, в яких вони змінюються. Далі визначаємо кількість електронів, які віддає відновник і приєднує окисник – складаємо електронний баланс:

Окисник: Mn⁺⁷ +5  = Mn⁺²    5          2; відновлення.

                                                       10

Відновник: N⁺³ -2  = N⁺⁵      2           5; окиснення.

Коефіцієнти у рівнянні біля окисника 2, біля відновника – 5:

2KMnO₄ + 5KNO₂ + 3H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 5KNO₃ + 3H₂O

Спочатку знаходять коефіцієнти біля всіх катіонів (крім Н⁺), потім аніонів. Потім підраховують число атомів Н, а перевіряють правильність за числом атомів Оксигену.