23. Гидролиз солей. Виды гидролиза. Константа и степень гидролиза.

Гидролиз – ионно-обменная реакция между растворимой солью и водой, в результате которой образуется слабый электролит.

Виды гидролиза:

Наличие и способ гидролиза зависит от состава соли.

Сильное основание + слабая кислота = гидролиз по аниону

(рН > 7, щелочная среда)

Слабое основание + сильная кислота = гидролиз по катиону

(рН < 7, кислая среда)

Слабое основание + слабая кислота = гидролиз идет по катиону и по аниону

(рН = 7, рН будет определяться относительно степени диссоциации кислоты и основания)

Сильное основание + сильная кислота = не гидролизируется

(рН = 7, нейтральная среда)

Константа и степень гидролиза:

Степень гидролиза (h) – показывает какая часть ионов, находящихся в растворе подвергалась гидролизу.

h = число гидролизованных ионов/общее число ионов = [H⁺]/общее число ионов или [ОH^-]/общее число ионов

Как правило, гидролиз идет обратимо. При необратимом гидролизе соль полностью разлагается на основание и кислоту.

Если гидролизу подвергается многовалентный ион, то гидролиз идет ступенчато. При этом, если гидролиз обратим, то идет в основном по первой ступени.

Константа гидролиза:

Стр 235

27. Окислительно-восстановительные процессы. Степень окисления. Окислительно-восстановительные реакции. Составление уравнений и направление окислительно-восстановительных реакций.

Окислительно-восстановительные процессы – характеризуются изменением степени окисления атомов элементов.

Red – восстановительная форма

Ox – окислительная форма

окисление

Red – ne  Ox

восстановление

Ox + ne  Red

Степень окисления: Для характеристики состояния элементов в соединениях введено понятие степени окисления.

Под степенью окисления (С.О.) понимается воображаемый заряд атома в соединении, вычисленный, исходя из предположения, что соединение состоит из ионов.

Степень окисления в простом веществе ( H₂, N₂, O₃) равна нулю.

Степень окисления элемента в виде одноатомного иона в соединении, имеющем ионное строение, равна заряду данного иона (NaI)

В соединениях с ковалентными полярными связями отрицательный заря относят к более электроотрицательному элементу:

- для фтора (ЭО-4) С.О.=-1

- для кислорода (ЭО=3,5) С.О.=-2, за исключением пероксидов, где С.О.=-1, надпероксидов (С.О.=-1/2), озонидов (С.О.=-1/3) и OF₂ (C.О.=+2)

- для водорода (ЭО=2,0) С.О.=+1, за исключением солеобразующих гидридов, например LiH, где С.О.=-1

- для щелочных и щелочно-земельных металлов (ЭО=0,7-1,0) С.О.=+1 и +2 соответственно.

Окислительно-восстановительные реакции – происходят с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

ОВР – называются реакции, сопровождающиеся переходом электродов от атомов или ионов одних элементов (восстановителя) к атомам или ионам других элементов (окислителя)

Окисление – процесс отдачи веществом (атомом, молекулами, ионами) электронов. Сам элемент или вещество, отдающий электроны, называют восстановителем.

Восстановитель – Присоединение атомами элемента электронов. А элементы вещества, присоединяющие электроны, называются окислителями.

Составление уравнений и направление окислительно-восстановительных реакций:

- установление формул исходных веществ и продуктов реакции

- определение степени окисление элементов в исходных веществах и продуктах реакции

- определение числа электронов, отдаваемых восстановителем и принимаемых окислителем, и коэффициентов при восстановителях и окислителях

- определение коэффициентов при всех исходных веществах и продуктов реакции исходя из баланса атомов в левой и правой частях уравнения.

27. Электродные потенциалы. Возникновение и факторы, от которых они зависят. Уравнение электродной реакции. Уравнение Нернста. Потенциалы металлических, газовых и окислительно-восстановительных электродов.

Электродные потенциалы – Процессы взаимного превращения химической и электрической форм энергии.

Электроды – проводники, имеющие электронную проводимость (проводники 1-ого рода) и находящиеся в контакте с ионным проводником.

Возникновение и факторы, от которых они зависят:

Электродный потенциал зависит от давления газа и активности ионов в растворе.

Электродные потенциалы и перенапряжения обычно измеряются относительно глубины раствора.

Уравнение электродной реакции:

E=E1-E2

Уравнение Нернста: Стандартные электродные потенциалы определяются только экспериментально при стандартных условиях и концентрации ионов металла 1 моль/л.

Если же концентрация растворов отличается от единицы, то для расчета электродного потенциала используют уравнение Нернста:

где E0 - стандартный потенциал редокс-системы;

R - универсальная газовая постоянная, равная 8,312 Дж/(моль К);

T - абсолютная температура, К;

F - постоянная Фарадея, равная 96485 Кл/моль;

n - число электронов, принимающих участие в электродной реакции;

aox, ared - активности соответственно окисленной и восстановленной форм редокс-системы;

[ox], [red] - их молярные концентрации;

Гox, Гred - коэффициенты активности.

В случае металлического электрода, концентрацию восстановленной формы принимать за единицу:

Тетрадь

n – число электронов, отданных или принятых в ОВП.

В случае металлического электрода n = заряду иона металла.

Потенциалы металлических, газовых и окислительно-восстановительных электродов:

Потенциалы металлических электродов: В случае металлического электрода, концентрацию восстановленной формы принимать за единицу:

Тетрадь

n – число электронов, отданных или принятых в ОВП.

В случае металлического электрода n = заряду иона металла.

Потенциалы газовых электродов: состоят из металлического проводника, контактирующего одновременно с газом и раствором, содержащим ионы этого газа.

Потенциалы окислительно-восстановительных электродов: такие электроды состоят из металлического проводника, контактирующего с раствором, содержащим окислители и восстановители.