Р-ции обмена в р-рах электролитов.

1. образование осадка.

2. обр-ние газообразного в-ва.

3. обр-ние слабого электролита.

7.17. Гидролиз солей – это взаимодействие соли с водой. Ему подвергаются соли, в состав γ входит анион или катион слабого электролита.

Константа и степень гидролиза.

Константа гидролиза хар-ет способность данной соли подвергаться гидролизу; чем больше константа, тем в больше степени протекает гидролиз.

K_Г1>>K_Г2

Степень гидролиза зависит от константы гидролиз и концентрации. Степень гидролиза и константа гидролиза связаны соотношением.

7.19. Смещение равновесия гидролиза.

Соли Al, Fe(3), Cr(3) в присутствии др. солей подвергаются полному гидролизу.

+

7.20. Ступенчатый гидролиз.

Соли, обр-ные слабыми электролитами многоосновными кислотами.

Ступень

Ступень

2. соли, обр-ые слабыми электролитами основаниями многовалентных Ме.

Ступень

2. ступень

3. ступень.

Степень окисления элемента и в-ва.

Степени окисленности эл-та опр-ся как число электронов, смещённых от атома данного эл-та к атому др. эл-та при положительной окислености или от атома др. эл-та к атому данного эл-та при отрицатеоьной окислености. При опр-ие СО руководствуются след. правилами:

1. СО простых в-в=0

Na⁰ H₂⁰

2. Суммарная СО эл-тов, входящих в в-во=0

H₂SO₄ 2(+1)+(+6)+4(-2)=0

3. Постоянную СО имеют:

-щелочные МЕ

K⁺¹Cl

- щелочно-земельные Ме (гл. подгр. 2 гр)

- Be, Mg

- Основная СО Н₂=+1 искл: гидриды Ме CaH₂^-

- Основная СО О₂= -2, искл: пероксиды Na₂O₂^-, фторид кислорода F₂O⁺²

8.2. Окислитель и восстановитель.

Отдача атомов электронов, сопровождающаяся повышением его СО наз-ся окислением. Присоединение атомов электронов, сопровождающаясее понижением его СО наз-ся восстановлением. В-во, содержащие восстанавливающиеся электроны наз-ся окис-ль; в-во, содержащие окисляющейся эл-т, наз-ся восст-ль. Ок-ми и восст-ми м.б. как простые, так и сложные в-ва. Восст-ми м.б. Ме и неМе, из сложных в-в, т.е. γ содержат эл-т в нисшей СО. Ок-ми м.б. неМе и сложные в-ва, содержащие эл-т высшей СО. Если В-во содержит эл-т промежуточной СО, то в зависимости от в-в, с γ взаимодейстует данное в-во, оно м. проявл-ть как окисл-ые, так мвосст-ые св-ва (окислительно-восстановительную двойственность).

S⁰ , H₂S^-2 , H₂SO₃⁺⁴ , H₂SO₄⁺⁶

8.3. Ок-но – восст-ые р-ции.

Ок-но – восст-ми наз-ся р-ции, в ходе γ меняется СО 1 или нескольких эл-тов. Различают 3 типа ок-но – восст-ых р-ций:

1. р-ции межмолкулярного окисления-восстановления.

Al⁰ – 3 =Al⁺³ 4 ок-ся, в-ль

О⁰₂+4 =2О^-2 3 в-ся, о-ль

2. р-ции самоокисления, свмовосстановления (р-ции диспропорционинрования).

S⁰-4 =S⁺⁴ 1 ок-ся, в-ль

S⁰+2 =S^-2 2 в-ся, ок-ль

3. р-ции внутримолекулярного окис-ия-восст-ия.

2N^—6 =N₂ ок-ся, в-ль (NH₄)₂Cr₂O₇

Cr⁺⁶+3 =Cr⁺³ в-ся, ок-ль (NH₄)₂Cr₂O₇

Составление ур-ний р-ций.

1. метод электронного баланса.

2. метод полуреакции.

По методу электр. баланса: кол-во электронов, отданное в-лем должно= кол-ву электронов, принятых ок-лем. Этот метод исп-ся, если известны все продукты р-ции.

S^-2-2 =S⁰ 5ок-ся, в-ль H²S

Mn⁺⁷+5 =Mn⁺² 2 в-ся, о-ль KMnO₄

Метод полур-ции исп-ся, если известны не все продукты р-ции, составляют отдельно р-ции ок

ния и восст-ия, γ суммируются в сокращённое ионно-молекулярное ур-ние.

H₂S-2 =S+2H⁺ 5

+

MnO₄^-+8H⁺+5 =Mn⁺²+4H₂O 2

5 H₂S+2 MnO₄+16H=5S+10H+2Mn⁺+8H₂O

+

3SO₄^-2+K⁺ 2K⁺+SO₄^-

8.5. Зависимость ок-но-восст-ых св-в от степени окисления Соединения высшей степени окисления, присущей данному эл-ту, м. в ок-но-восст-ых р-ях выступать только в качестве ок-лей, СО эл-та м.в этом случае только понежатся. Соединения низшей СО м.б., наоборот, только восст-ми; здесь СО эл-та м. только повышаться. Если эл-т находится в промежуточной СО, то его атома м. в зависимости от условий, как принимать, так и отдавать электроны. В первом случае СО эл-та будет понижаться, во втором – повышаться. Поэтому соединения, содержащие эл-ты в промежуточной СО, обладают ок-но - восст-ной двойственностью – способностью вступать в р-ции как с ок-ми, так и восст-ми.

3S⁰+6KOH=K₂S⁺⁴O₃+2K₂S^-2+H₂O

S⁰-4 = S⁺⁴ 1 ок-ся, в-ль

S⁰+2 = S^-2 2 в-ся, ок-ль