Растворимость солей и оснований в воде

Анионы

Катионы

Li+

Na+,K+

NH4+

Cu2+

Ag+

Mg2+

Ca2+

Sr2+

Ba2+

Zn2+

Hg2+

Al3+

Sn2+

Pb2+

Bi3+

Cr3+

Mn2+

Fe3+

Fe2+

Cl-

Р

Р

Р

Р

Н

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

М

-

Р

Р

Р

Р

Br-

Р

Р

Р

Р

Н

Р

Р

Р

Р

Р

М

Р

Р

М

-

Р

Р

Р

Р

I-

Р

Р

Р

-

Н

Р

Р

Р

Р

Р

Н

Р

Р

Н

-

Р

Р

-

Р

NO3-

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

-

Р

Р

Р

-

Р

Р

CH3COO-

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

-

Р

-

-

Р

-

Р

S2-

Р

Р

Р

Н

Н

-

Р

Р

Р

Н

Н

-

Н

Н

Н

-

Н

Н

Н

SO32-

Р

Р

Р

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

-

-

Н

Н

-

Н

-

Н

SO42-

Р

Р

Р

Р

М

Р

М

Н

Н

Р

-

Р

Р

Н

-

Р

Р

Р

Р

CO32-

Р

Р

Р

-

Н

Н

Н

Н

Н

Н

-

-

-

Н

Н

-

Н

-

Н

SiO32-

Р

Р

-

-

-

Н

Н

Н

Н

Н

-

Н

-

Н

-

-

Н

Н

Н

CrO42-

Р

Р

Р

Р

Н

Р

М

М

Н

Н

Н

-

-

Н

Н

Р

Н

-

-

PO43-

Н

Р

Р

Р

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

OH-

Р

Р

Р

Р

-

Н

М

М

Р

Н

-

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Р - растворимое, М - малорастворимое, Н - практически нерастворимое вещество,

прочерк означает, что вещество не существует или разлагается водой.

Решение. В левой части данных ионно-молекулярных уравнений указаны свободные ионы, которые образуются при диссоциации растворимых сильных электролитов, следовательно, при составлении молекулярных уравнений следует исходить из соответствующих растворимых сильных электролитов. Например:

а) Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + SO₂ + H₂O

б) Pb(NO₃)₂ + K₂CrO₄ = PbCrO₄ + 2KNO₃

в) KHCO₃ + KOH = K₂CO₃ + H₂O

г) ZnOHCl + HCl = ZnCl₂ + H₂O

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Химическое обменное взаимодействие ионов растворенной соли с водой, приводящие к образованию слабодиссоциирующих продуктов (молекул слабых кислот или оснований, анионов кислых и катионов основных солей) и сопровождающееся изменением рН среды, называется гидролизом соли.

Пример. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей: а) KCN, б) Na₂CO₃, в) ZnSO₄. Определите реакцию среды растворов этих солей.

Решение. а) Цианид калия KCN - соль слабой одноосновной кислоты HCN и сильного основания KOH. При растворении в воде молекулы KCN полностью диссоциирует на катионы K⁺ и анионы CN^-. Катионы K⁺ не могут связывать ионы OH^- воды, так как КОН - сильный электролит. Анионы же CN^- связывают ионы Н⁺ воды, образуя молекулы слабого электролита HCN. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

CN^- + H₂O  HCN + OH^-

или в молекулярной форме

KCN + H₂O  HCN + KOH

В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов ОН^-, поэтому раствор KCN имеет щелочную реакцию (рН> 7).

а) Карбонат натрия Na₂CO₃ - cоль слабой двух основной кислоты H₂CO₃ и сильного основания. В этом случае ионы соли СО₃^2-, Н⁺ воды, образуют анионы кислой соли НСО₃^-, а не молекулы Н₂СО₃, так как ионы НСО₃^- диссоциируют гораздо слабее, чем молекулы Н₂СО₃. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

СО₃^2- + Н₂О  НСО₃^- + ОН^-

или в молекулярной форме: Na₂CO₃ + H₂O  NaHCO₃ + NaOH

В растворе появляется избыток ионов ОН^-, раствор Na₂CO₃ имеет щелочную реакцию (рН>7).

б) Сульфат цинка ZnSO₄ - соль слабого многокислотного основания Zn(OH)₂ и сильной кислоты H₂SO₄. В этом случае катионы Zn²⁺ связывают гидроксильные ионы воды, образуя катионы основной соли ZnOH⁺. Образование молекул Zn(OH)₂ не происходит, так как ионы ZnOH⁺ диссоциируют гораздо слабее, чем молекулы Zn(OH)₂. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

Zn²⁺ + H₂O ZnOH⁺ + H⁺

или в молекулярной форме:

2ZnSO₄ + 2H₂O (ZnOH)₂SO₄ + H₂SO₄

В растворе появляется избыток ионов водорода, поэтому раствор ZnSO₄ имеет кислую реакцию (рН<7).

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

81. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) NaHCO₃ и NaOH; б) K₂SiO₃ и HCl;

в) BaCl₂ и Na₂SO₄.

82. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) K₂S и HCl; б) KOH и Cr(OH)₃; в) FeSO₄ и (NH₄)₂S.

83. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:

а) Mg²⁺ + CO₃^2- = MgCO₃

б) H⁺ + OH^- = H₂O

в) HCO₃^- + H⁺ = CO₂ + H₂O

84. Какие из веществ: Al(OH)₃, H₂SO₄, Ba(OH)₂ - будут взаимодействовать с гидроксидом калия? Выразите эти реакции молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями.

85. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) CuSO₄ и H₂S; б) BaCO₃ и HNO₃;

в) FeCl₃ и KOH.

86. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:

а) Cu²⁺ + S^2- = CuS

б) SiO₃^2- + 2H⁺ = H₂SiO₃

в) Al(OH)₃ + OH^- = AlO₂^- + 2H₂O

87. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Sn(OH)₂ и HCl; б) Cu(OH)₂ и H₂SO₄;

в) NH₄Cl и Ba(OH)₂.

88. Какие из веществ: KHCO₃, CH₃COOH, NiSO₄, Na₂S - взаимодействуют с раствором серной кислоты? Запишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения этих реакций.

89.Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Zn(OH)₂ и NaOH; б) Cu(OH)₂ и HNO₃;

в) NiOHCl и HCl.

90. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) AgNO₃ и K₂CrO₄; б) Pb(NO₃)₂ и KI;

в) CdSO₄ и Na₂S.

91. Какие из солей Al₂(SO₄)₃, K₂S, RbNO₃, KCl подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Какое значение рН(>7<) имеют растворы этих солей?

92. Какое значение рН (>7<) имеют растворы солей Na₂S, AlCl₃, NiSO₄? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

93. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей Pb(NO₃)₂, Na₂CO₃, Fe₂(SO₄)₃. Какое значение рН (>7<) имеют растворы этих солей?

94. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей CH₃COOK, ZnSO₄, Al(NO₃)₃. Какое значение рН (>7<) имеют растворы этих солей?

95. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей Na₃PO₄, K₂S, CuSO₄. Какое значение рН (>7<) имеют растворы этих солей?

96. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей CuCl₂, K₂CO₃, Cr(NO₃)₂. Какое значение рН (>7<) имеют растворы этих солей?

97. Какие из солей Pb(NO₃)₂, Cr₂(SO₄)₃, Ni(NO₃)₂, Na₂SO₃ подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Какое значение рН (>7<) имеют растворы этих солей?

98. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей Na₂S, K₂CO₃, CoCl₂. Какое значение рН (>7<) имеют растворы этих солей?

99. Какие из солей K₂CO₃, FeCl₃, K₂SO₄, ZnCl₂ подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Какое значение рН (>7<) имеют растворы этих солей?

100. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей K₃PO₄, Pb(NO₃)₂? Какое значение рН (>7<) имеют растворы этих солей?

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Окислительно-восстановительными называют реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав

реагирующих веществ. Под степенью окисления (n) понимают тот условный заряд атома, который вычисляется, исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов. Степень окисления - это тот условный заряд, который приобрел бы атом элемента, если предположить, что он принял или отдал то или иное число электронов. 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. Окислитель принимает электроны, а восстановитель их отдает.

О способности того или иного вещества проявлять окислительные, восстановительные или двойственные (как окислительные, так и восстановительные) свойства можно судить по степени окисления атомов окислителя и восстановителя. Атом того или иного элемента в своей высшей степени окисления не может ее повысить (отдать электрон) и проявляет только окислительные свойства, а в своей низшей степени окисления не может ее понизить (принять электрон) и проявляет только восстановительные свойства. Атом же элемента, имеющий промежуточную степень окисления, может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

N⁵⁺(HNO₃), S⁶⁺(H₂SO₄) - проявляют только окислительные свойства

N ⁴⁺(NO₂), S⁴⁺(SO₂)

N³⁺(KNO₂)

N²⁺(NO), S²⁺(SO) проявляют окислительные

N¹⁺(N₂O) и восстановительные 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 не меняться. Валентность определяет число связей, образованных данным атомом, и поэтому знака не имеет.

В молекуле азота N₂ , N ::: N валентность азота равна 3, степень окис-

_H

..

ления азота равна 0. В молекуле аммиака NH₃ H:N: валентность азота



^H

равна 3, степень окисления азота равна -3, так как три пары электронов притянуты к азоту.

В N₂  NH₃ валентность азота не меняется, а изменяется степень окисления.

Пример 1. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами:

а) H₂S и HI; б) H₂S и H₂SO₃ ; в) H₂SO₃ и HClO₄?

Решение. а) степень окисления серы в H₂S n(S)= -2, в HI n(I)= -1. Так как сера и йод находятся в своей низшей степени окисления, то оба взятые

вещества проявляют только восстановительные свойства и взаимодействовать друг с другом не могут;

б) в H₂S n(S) = -2 (низшая), в H₂SO₃ n(S)= +4 (промежуточная). Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, причем H₂SO₃ является окислителем.

в) в H₂SO₃ n(S)= +4 (промежуточная), в HClO₄ n(Cl)=+7 (высшая). Взятые вещества могут взаимодействовать, H₂SO₃ в этом случае будет проявлять восстановительные свойства.

Пример 2. Исходя из степени окисления (n) азота, серы и марганца в соединениях NH₃, HNO₂, HNO₃, H₂S, H₂SO₃, H₂SO₄, MnO₂, KMnO₄, 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) соответственно равна: +4 (промежуточная), +7 (высшая). Отсюда: NH₃, H₂S - только восстановители; HNO₃, H₂SO₄, KMnO₄ - только окислители; HNO₂, H₂SO₃, MnO₂ - окислители и восстановители.

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

_{2- 7+ 0 2+}

H₂S+KMnO₄+H₂SO₄= S + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Решение. Написание уравнения реакции сводится к нахождению и расстановке коэффициентов. Коэффициенты определяют методом электронного баланса с помощью электронных уравнений. Вычисляем, как изменяют свою степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях:

восстановитель S^2- - 2e = S⁰  5 процесс окисления

окислитель Mn⁷⁺ + 5e = Mn²⁺  2 процесс восстановления

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которое присоединяет окислитель.

И, наконец, находим коэффициенты при окислителе и восстановителе, а затем при других реагирующих веществах. Окончательное уравнение реакции будет иметь вид

_{2- 7+ 0 2+}

5 H₂S + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5S + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

Правильность написания уравнения проверяется путем подсчета атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения.

Пример 4. Составьте уравнение реакции взаимодействия цинка с концентрированной серной кислотой, учитывая максимальное восстановление серы.

Решение. Цинк 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 p-элемента VI группы равна - 2. Цинк как металл II группы имеет постоянную степень окисления +2. Отражаем сказанное в электронных уравнениях:

восстановитель 4  Zn⁰ - 2e = Zn²⁺ процесс окисления

окислитель 1  S⁶⁺ + 8e = S^2- процесс восстановления

Составляем уравнение реакции:

4 Zn + 5 H₂SO₄ = 4 ZnSO₄ + H₂S + 4 H₂O

Перед H₂SO₄ стоит коэффициент 5, а не 1, ибо четыре молекулы H₂SO₄ идут на связывание четырех ионов Zn²⁺.