Ионное произведение воды

При определенных условиях, вода может вести себя как акцептор протонов (в присутствии кислоты) или как донор протонов (в присутствии основания). Интересной особенностью воды является то, что она может подвергаться процессу самодиссоциации (автоионизации), т.е. быть одновременно донором и акцептором протонов по отношению к самой себе.

2H₂O ↔ H₃O⁺ + OH^—

Эта реакция – самопроизвольная диссоциация, осуществляется в небольшой степени. Ее можно упростить, если H₃O⁺ заменить на H⁺

H₂O ↔ H⁺ + OH^—

Буферный раствор

Буферные растворы — растворы с определённой устойчивой концентрацией водородных ионов. рН буферных растворов мало изменяется при прибавлении к ним небольших количеств сильного основания или сильной кислоты

Буферным раствором или просто буфером называют такой раствор, pH которого не претерпевает значительных изменений при добавлении небольших количеств кислоты либо основания.

Буферные растворы можно подразделить на четыре типа.

Буферные растворы, содержащие сильную кислоту Буферные растворы, содержащие сильное основание Буферные растворы, содержащие слабую кислоту Буферные растворы, содержащие слабое основание

Билет 20(19)

Гидролиз.

Гидро́лиз — сольволиз водой. Это химическая реакция взаимодействия вещества с водой, при которой происходит разложение этого вещества и воды с образованием новых соединений. Гидролиз соединений различных классов (соли, углеводы, белки, сложные эфиры, жиры и др.) существенно различается.

Гидролиз солей — разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде («связывание ионов»).

Различают обратимый и необратимый гидролиз солей

1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):

(раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону):

(раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:

(равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа).

4. Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.

Степень гидролиза

Под степенью гидролиза понимается отношение количества (концентрации) соли, подвергающейся гидролизу, к общему количеству (концентрации) растворенной соли. Обозначается α (или h гидр); α = (c гидр/c общ)·100 % где c гидр — число молей гидролизованной соли, c_общ — общее число молей растворённой соли. Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие.

Является количественной характеристикой гидролиза.

Константа гидролиза

Константа гидролиза — константа равновесия гидролитической реакции. Так константа гидролиза соли равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции гидролиза к равновесной концентрации соли с учетом стехиометрических коэффициентов.

В общем случае для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:

, где   — константа диссоциации слабой кислоты, образующейся при гидролизе

Для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием:

, где   — константа диссоциации слабого основания, образующегося при гидролизе

Для соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием:

Концентрация соли и продуктов реакции. В соответствии с принципом Ле-Шателье, равновесие должно смещаться вправо, при этом увеличивается концентрация ионов водорода (или гидроксид-ионов), что приводит к уменьшению степени гидролиза.

Температура. Известно, что гидролиз притекает с поглощением теплоты (эндотермическая реакция), поэтому согласно принципу Ле Шателье, при увеличении температуры равновесие сдвигается вправо, что ведет к росту степени гидролиза.

Различают три типа гидролиза:

1. Гидролиз по аниону - гидролиз соли образованной сильным основанием и слабой кислотой (например Na₂CO3, Na₂S, CH₃COOK, Na₂SiO₃, LiCN, K₃PO₄). В результате гидролиза по аниону будет происходить подщелачивание среды (pH > 7). 

Примеры гидролиза по аниону:

1. Гидролиз Na₂CO₃

Первая ступень: в молекулярной форме: Na₂CO₃ + H₂O <=> NaHCO₃ + NaOH  в полной ионной форме: 2Na⁺ + CO₃^2- + H₂O <=> 2Na⁺ + HCO₃^- + OH^- в сокращенной ионной форме: CO₃^2- + H₂O <=> HCO₃^- + OH^-  

Вторая ступень: в молекулярной форме: NaHCO₃ + H₂O <=> H₂CO₃ + NaOH  в полной ионной форме: Na⁺ + HCO₃^- + H₂O <=> Na⁺ + H₂CO₃ + OH^- в сокращенной ионной форме: HCO₃^- + H₂O <=> H₂CO₃ + OH^-  

2. Гидролиз CH3COONa

в молекулярной форме: CH3COONa + H₂O <=> CH3COOH + NaOH  в полной ионной форме: Na⁺ + CH3COO^- + H₂O <=> Na⁺ + CH3COOH + OH^- в сокращенной ионной форме: CH3COO^- + H₂O <=> CH3COOH + OH^-  

3. Гидролиз K₃PO₄

Первая ступень: в молекулярной форме: K₃PO₄ + H₂O <=> K₂HPO₄ + KOH в полной ионной форме: 3K⁺ + PO₄^3- + H₂O <=> 3K⁺ + HPO₄^2- + OH^- в сокращенной ионной форме: PO₄^3- + H₂O <=> HPO₄^2- + OH^-

Вторая ступень: в молекулярной форме: K₂HPO₄ + H₂O <=> KH₂PO₄ + KOH в полной ионной форме: 2K⁺ + HPO₄^2- + H₂O <=> 2K⁺ + H₂PO₄^- + OH^- в сокращенной ионной форме: HPO₄^2- + H₂O <=> H₂PO₄^- + OH^-

Третья ступень: в молекулярной форме: KH₂PO₄ + H₂O <=> H₃PO₄ + KOH в полной ионной форме: K⁺ + H₂PO₄^- + H₂O <=> K⁺ + H₂PO₄^- + OH^- в сокращенной ионной форме: H₂PO₄^- + H₂O <=> H₂PO₄^- + OH^-

2. Гидролиз по катиону - гидролиз соли образованной слабым основанием и сильной кислотой (например CuCl2, Zn(NO3)2, Al2(SO4)3, ZnBr₂, Pb(NO₃)₂, Cr₂(SO₄)₃). В результате гидролиза по катиону будет происходить подкисление среды (pH < 7).  Примеры гидролиза по катиону:

1. Гидролиз CuCl₂

Первая ступень: в молекулярной форме: CuCl₂ + Н₂О <=> CuOHCl + HCl в полной ионной форме: Cu²⁺ + 2Cl^- + Н₂О <=> CuOH⁺ + 2Cl^- + H⁺ в сокращенной ионной форме: Cu²⁺ + Н₂О <=> CuOH⁺ + H⁺  

Вторая ступень: в молекулярной форме: CuOHCl + Н₂О <=> Cu(OH)₂ + HCl  в полной ионной форме: CuOH⁺ + Cl^- + Н₂О <=> Cu(OH)₂ + H⁺ + Cl^- в сокращенной ионной форме: CuOH⁺ + Н₂О <=> Cu(OH)₂ + H⁺  

2. Гидролиз ZnSO₄

Первая ступень: в молекулярной форме: 2ZnSO₄ + 2Н₂О <=> (ZnOH)₂SO₄ + H₂SO₄ в полной ионной форме: 2Zn²⁺ + 2SO₄^2- + 2Н₂О <=> 2ZnOH⁺ + 2SO₄^2- + 2H⁺ в сокращенной ионной форме: Zn²⁺ + Н₂О <=> ZnOH⁺ + H⁺  

Вторая ступень: в молекулярной форме: (ZnOH)₂SO₄ + 2Н₂О <=> 2Zn(OH)₂ + H₂SO₄ в полной ионной форме: ZnOH⁺ + SO₄^2- + 2Н₂О <=> 2Zn(OH)₂ + H⁺ + SO₄^2- в сокращенной ионной форме: ZnOH⁺ + Н₂О <=> Zn(OH)₂ + H⁺  

3. Гидролиз Al₂(SO₄)₃

Первая ступень: в молекулярной форме: Al₂(SO₄)₃ + 2H₂O <=> 2Al(OH)SO₄ + H₂SO₄ в полной ионной форме: 2Al³⁺ + 3SO₄^2- + 2H₂O <=> 2AlOH²⁺ + 3SO₄^2- + 2H⁺ в сокращенной ионной форме: Al³⁺ + H₂O <=> AlOH²⁺ + H⁺

Вторая ступень: в молекулярной форме: 2Al(OH)SO₄ + 2H₂O <=> (Al(OH)₂)₂SO₄ + H₂SO₄ в полной ионной форме: 2AlOH²⁺ + 2SO₄^2- + 2H₂O <=> 2Al(OH)₂⁺ + 2SO₄^2- + 2H⁺ в сокращенной ионной форме: AlOH²⁺ + H₂O <=> Al(OH)₂⁺ + H⁺

Третья ступень: в молекулярной форме: (Al(OH)₂)₂SO₄ + 2H₂O <=> H₂SO₄ + 2Al(OH)₃ в полной ионной форме: 2Al(OH)₂⁺ + SO₄^2- + 2H₂O <=> 2Al(OH)₃ + 2H⁺ + SO₄^2- в сокращенной ионной форме: Al(OH)₂⁺ + H₂O <=> Al(OH)₃ + H⁺

3. Гидролиз по аниону и катионы (полный гидролиз) - гидролиз соли образованной слабым основанием и слабой кислотой (например Na₂CO3, Na₂S, CH₃COOK, Na₂SiO₃, LiCN, K₃PO₄). В результате полного гидролиза среда остается нейтральной (в зависимости от силы образовавшейся кислоты и основания возможно небольшое подщелачивание или подкисление среды (pH ~ 7).

Примеры полного гидролиза:

1. Гидролиз CuS

CuS + 2Н₂О => Cu(OH)₂ + H₂S  

2. Гидролиз ZnCO₃

 ZnCO₃ + Н₂О => Zn(OH)₂ + CO₂ + H₂O 

3. Гидролиз NH₄CN

NH₄CN + H₂O => NH₄OH + HCN

Соли образованные сильной кислотой и сильным основанием гидролизу не подвергаются.

Билет 21(20)

Окисление, восстановление

 

В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов - окисление. При окислении степень окисления повышается:

 

H20 - 2ē ® 2H+

S-2 - 2ē ® S0

Al0 - 3ē ® Al+3

Fe+2 - ē ® Fe+3

2Br - - 2ē ® Br20

 

Процесс присоединения электронов - восстановление: При восстановлении степень окисления понижается.

 

Mn+4 + 2ē ® Mn+2

S0 + 2ē ® S-2

Cr+6 +3ē ® Cr+3

Cl20 +2ē ® 2Cl-

O20 + 4ē ® 2O-2

 

Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а которые отдают электроны - восстановителями.

 Окислительно-восстановительные свойства вещества и степени окисления входящих в него атомов

 Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления, могут быть только окислителями за счет этих атомов, т.к. они уже отдали все свои валентные электроны и способны только принимать электроны. Максимальная степень окисления атома элемента равна номеру группы в периодической таблице, к которой относится данный элемент. Соединения, содержащие атомы элементов с минимальной степенью окисления могут служить только восстановителями, поскольку они способны лишь отдавать электроны, потому, что внешний энергетический уровень у таких атомов завершен восемью электронами. Минимальная степень окисления у атомов металлов равна 0, для неметаллов - (n–8) (где n- номер группы в периодической системе). Соединения, содержащие атомы элементов с промежуточной степенью окисления, могут быть и окислителями и восстановителями, в зависимости от партнера, с которым взаимодействуют и от условий реакции.

Классификация окислительно-восстановительных реакций

 

Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции

 

Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах; обмен электронами в этих реакциях происходит между различными атомами или молекулами:

 

S⁰ + O₂⁰  S+4O₂^-2

S - восстановитель; O₂ - окислитель

 

Cu+2O + C+2O Cu0 + C+4O₂

CO - восстановитель; CuO - окислитель

 

Zn⁰ + 2HCl  Zn+2Cl₂ + H20­

Zn - восстановитель; HСl - окислитель

 

Mn+4O₂ + 2KI^-1 + 2H₂SO₄  I₂⁰ + K₂SO₄ + Mn+2SO₄ + 2H₂O

KI - восстановитель; MnO₂ - окислитель.

 

Сюда же относятся реакции между веществами, в которых атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления

 

2H₂S^-2 + H₂S+4O3 ® 3S0 + 3H₂O

 

Внутримолекулярные окислительно- восстановительные реакции

 

Во внутримолекулярных реакциях окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле. Внутримолекулярные реакции протекают, как правило, притермическом разложении веществ, содержащих окислитель и восстановитель.

 

2KCl+5O₃^-2  2KCl^-1 + 3O₂^0­

Cl+5 - окислитель; О-2 - восстановитель

 

 Опыт. Разложение дихромата аммония

(N-3H₄)2Cr₂+6O₇ ^–^t° Cr₂+3O₃ + N₂⁰­ + 4H₂O

Cr+6 - окислитель; N-3 - восстановитель.

Диспропорционирование - окислительно-восстановительная реакция, в которой один элемент одновременно повышает и понижает степень окисления.

 

Cl₂⁰ + 2KOH  KCl+1O + KCl^-1 + H2O

3K₂Mn+6O₄ + 2H₂O  2KMn+7O₄ + Mn+4O₂ + 4KOH

3HN+3O₂ HN+5O₃ + 2N+2O­ + H₂O

2N+4O₂ + 2KOH KN+5O₃ + KN+3O₂ + H₂O