Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кслотой

Соли такого типа легче других подвергаются гидролизу, так как ионы этих солей одновременно связываются обоими ионами воды с образованием двух слабых электролитов. При этом реакция гидролиза может практически идти до конца. Например:

NH4CH3COO + HOH ⇄ NH4OH + CH3COOH

NH4+ + CH3COO + HOH ⇄ NH4OH + CH3COOH

Реакция среды в этом случае определяется соотношением силы образующихся кислоты и основания.

Соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями, например, NaCl, гидролизу не подвергаются.

Na+ + Cl + HOH ⇄ Na+ + OH + H+ + Cl+ ,

т.е. никаких новых продуктов не образовывалось.

Гидролизу некоторых солей, образованных очень слабыми основаниями и кислотами, является необратимым процессом, например гидролиз сульфидов и карбонитов Al3+, Cr3+ и Fe3+ в растворе с сульфидами и карбонатами в осадок выпадают не сульфиды и карбонаты этих катионов, а их гидроксиды:

2AlCl3 + 3Na2S + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S + 6NaCl

2CrCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Cr(OH)3 + 3CO2 + 6NaCl

181. Составьте ионное и молекулярное уравнения совместного гидролиза, происходящего при смешивания растворов К2S и СгС13. Каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца.

182. Какое значение рН (> или < 7) имеют растворы солей МnСI2, Nа2СО3, Ni(NО3)2? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

183. Какие из солей Аl2(SO4)3, К2S, Рb(NО3)2, КСI подвергаются гидролизу? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

184. При смешивании растворов FeС13 и Na2СО3 каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца. Выразите этот совместный гидролиз ионным и молекулярным уравнениями.

185. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей СН3СООК, ZnSO4, А1(NО3)3. Какое значение рН (> или < 7) имеют растворы этих солей?

186. Какое значение рН (больше или меньше 7) имеют растворы солей Li2S, А1С13, NiSO4? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

187. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей РЬ(NО3)2, Nа2СО3, СоСI2. Какое значение рН (> или < 7) имеют растворы этих солей?

188. Составьте ионное и молекулярное уравнения гидролиза соли, раствор которой имеет: а) щелочную реакцию; б) кислую реакцию.

189. Какое значение рН (больше или меньше 7) имеют растворы солей Nа3РО4, К2S, СuSO4? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

190. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей СuСI2, Сs2СО3, ZnСI2. Какое значение рН (больше или меньше 7) имеют растворы этих солей?

191. Какие из солей RbСI, Сг2(SO4)3, Ni(NO3)2 подвергаются гидролизу? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

192. При смешивании растворов СuSO4 и К2СО3 выпадает осадок основной соли (СuОН)2СО3 и выделяется СО2. Составьте ионное и молекулярное уравнения происходящего гидролиза.

193. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей К2S, Сs2СО3, NiСI2, Рb(СН3СОО)2. Какое значение рН (> или < 7) имеют растворы этих солей?

194. При смешивании растворов А12(SO4)3 и Nа2СО3 каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца. Составьте ионное и молекулярное уравнения происходящего совместного гидролиза.

195. Какие из солей NаВг, Nа2 S, К2СО3, СоСI2 подвергаются гидролизу? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

196. Какиеиз солей КNО3, СгСI3, Сu(NO3)2, NаСN подвергаются гидролизу? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

197. Составьте ионное и молекулярное уравнения совместного гидролиза, происходящего при смешивании растворов Сr(NO3)3 и Nа2S. Каждая и взятых солей гидролизуется необратимо до конца.

198. Какие значение рН (> или < 7) имеют растворы следующих солей К3РО4, Рb(NО3)2, Nа2S? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

199. Какие из солей К2СО3, FеСI3, К2SO4, ZnСI2 подвергаются гидролизу? Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза соответствующих солей.

200. При смешивании растворов Аl2(SO4)3 и Nа2S каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца. Выразите этот совместный гидролиз ионным и молекулярным уравнениями.

КОНТРОЛЬНОЕ ЗАДАНИЕ 2

ОКИСЛИТЕЛЬНО–ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Окислительно-восстановительными называются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления (окислительного числа) атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Под стенанью окисления (п) понимают тот условный заряд атома, который вычисляется исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов. 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 исходя из того, что окислитель принимает электроны, а восстановитель их отдает. При этом не учитывается, переходят ли электроны от одного атомак другому полностью и образуются ионные связи, или электроны только оттягиваются к более электроотрицательному атому и возникает полярная связь. О возможности того или иного вещества проявлять окислительные, восстановительные или двойственные (как окислительные, так и восстановительные) свойства можно судить по степени окисления атомов, несущих эти функции.

Атом того или иного элемента в своей высшей степени окисления не может ее повысить (отдать электроны) и проявляет только окислительные свойства, а в своей низшей степени окисления не можетее понизить (принять электроны) и проявляет только восстановительные свойства. Атом же элемента, имеющий промежуточную степень окисления, может проявлять как окислительные так и восстановительные свойства.

Например:

N5+(НNО3)S6+2 4) проявляют только окислительные свойства;

Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кслотой - student2.ru N4+(NO2) S4+(SO2)

N3+(HNO2)

N2+(NO) S2+(SO) проявляют окислительные и восстанови-

N1+(N2O) тельные свойства

N0(N2) S0(S2;S8)

N-1(NH2OH) S-1(H2S2)

N2-(N2H4)

N3-(NH3) S2-(H2S) проявляют только восстановительные свойства

При окислительно-восстановительных реакциях валентность атомов может и не меняться. Например, в окислительно-восстановительной реакции: H20 +СI20 = 2HCI валентность атомов водорода и хлора до и после реакции равна единице. Изменилась их степень окисления. Валентность определяет число связей, образованных данным атомом, и поэтому знака не имеет. Степень же окисления имеет тот или иной знак.

Пример 1. Исходя из степени окисления (п) азота, серы и марганца в соединениях NН3, НNО2, HNО3, H2S, Н23, Н24, MnО2, KMnО4 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) соответственна равна: +4, (промежуточная), +7 (высшая). Отсюда: NН3, Н2S - только восстановители; НNО3, Н2SO4, КМnО4 – только окислители; НNО2 ,H2SO3, MnO2 – окислители и восстановители.

Пример 2. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами; а) Н2S и НI; б) H2S и H2SO3; в) Н2SO3 и НСIO4?

Решение. а) Определяем степень окисления: n(S) в Н2S= –2; n(I) в НI= –1. Так как сера и иод имеют свою низшую степень окисления, то оба взятых вещества проявляют только восстановительные свойства и взаимодействовать друг с другом не могут; б) n(S) в Н2S = –2 (низшая); n(S) в Н2SO3 = +4 (промежуточная). Следовательно, взаимодействие этих веществ воз­можно, причем Н23 будет окислителем; в) n(S) в Н2SO3 = +4 (промежуточная); n(СI) в НСIO4 = +7 (высшая). Взятые вещества могут взаимодействовать. Н23 в этом случае будет проявлять уже восстановительные свойства.

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

Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кслотой - student2.ru

Решение. Если в условии задачи даны как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия, то написание уравнения реакции сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов. Коэффициенты определяют методом электронного баланса при помощи электронных уравнений. Вычисляем, как изменяют свою степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях:

Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кслотой - student2.ru Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кслотой - student2.ru восстановитель 5 P3+–2 ē = P5+ процесс окисления;

окислитель 2 Mn7++5 ē = Mn2+ процесс восстановления.

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которое присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов является число 10. Разделив это число на 5, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его окисления. Коэффициенты перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором. Уравнение реакции будет иметь вид

2КMnО4 + 5Н3PO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5Н3РО4 + K2SO4 + 3H2O

Пример 4. Составьте уравнение реакции взаимодействия цинка с концентрированной серной кислотой, учитывай максимальное восстановление последней.

Решение. Цинк как любой металл 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 р- элемента VI А группы равна –2. Цинк как металл II В группы имеет постоянную степень окисления +2. Отражаем сказанное в электронных уравнениях:

Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кслотой - student2.ru 4 Zn0 – 2 ē = Zn2+

1 S6+ + 8 ē = S2–

Составляем уравнение реакции:

4Zn + 5Н2SO4 = 4ZnSO4 + Н2S + 4Н2O

Перед Н2SO4 стоит коэффициент 5, а не 1, ибо четыре молекулы Н2SO4 идут на связывание четырех ионов Zn2+.

201. Исходя из степени окисления хлора в соединениях НСI, НСIO3 НСIO4, определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме

КВr + КBrО3 + Н24 ® Вr2 + К2 SO4 + H2O.

202. Реакции выражаются схемами:

Р + НIO3 + Н2O ® Н3РО4 + НI

Н2S + СI22O ® Н2SO4 + НСI

Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем; какое вещество окисляется, какое – восстанавливается.

203. Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс – окисление или восстановление – происходит при следующих превращениях:

Аs3– ® As5+; N3+ ® N3–; S2– ® S0.

На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме

Na2SO3 + КMnО4 + Н2O ® Nа2SO4 + МnО2 + КОН

204. Исходя из степени окисления фосфора в соединениях РН3, Н3РO4, Н3РО3 определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме РbS + НNО3 ® S + + Рb(NО3)2 + NO2 + Н2O.

205*. КMnО4 + Nа2SO3 + КОН ® К2МnО4 + Nа2SO4, + Н2О

P + НNО32O ® Н34 + NO

206. Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс – окисление или восстановление – происходит при следующих превращениях: Мn6+® Mn2+; CI5+ ® CI; N3– ® N5+. На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме Сu2O+НNO3®Сu(NО3)2 +NO+Н2О

207*. НNO3 + Са ® NН43 + Са(NO3)2 + Н2О

К2S + КMnO4 + Н2SO4 ® S + К2SO4 + МnSO4 + Н2O

208. Исходя из степени окисления хрома, йода и серы в соединениях К2Сr2О7, КI и Н23 определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:

NaCгО2 + РbО2 + NаОН ®Na2CrО4 + Nа2PbО2 + Н2О

209*. Н2S + СI2 + Н2O ® Н2SO4 + НСI

К2Cr2О7 + Н2S + Н24 ® S + Сг2 (SO4)3 + K2SO4 + H2O

210*. KClO3 + Na2SO3 ® KCl + Na2SO4

KMnO4 + HBr ® Br2 + KBr + MnBr2 + H2O

211*. P + HClO3 + H2O ® H3PO4 + HCl

H3AsO3 + KMnO4 + H2SO4 ® H3AsO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

212*.NaCrO2 + Br2 + NaOH ® 2Na2CrO4 + NaBr + H2O

FeS + HNO3 ® Fe(NO3)2 + S + NO + H2O

213*. HNO3 + Zn ® N2O + Zn(NO3)2 + H2O

FeSO4 + KClO3 + H2SO4 ® Fe2(SO4)3 + KCl + H2O

214*.K2Cr2O7 + HCl ® Cl2 + CrCl3 + KCl + H2O

Au + HNO3 + HCl ® AuCl3 + NO + H2O

215. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) NH3 и KMnO4; б) HNO2 и HI; в) НСl и H2Se? Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме

KMnO4 + KNO2 + H2SO4 ® MnSO4 + KNO3 + K2SO4 + H2O

216*. HCl + CrO3 ® Cl2 + CrCl3 + H2O

Cd + KMnO4 + H2SO4 ® CdSO4 + K2SO4 + MnSO4 + H2O

217*. I2 + NaOH ® NaOI + NaI

MnSO4 + PbO2 + HNO3 ® HMnO4 + Pb(NO3)2 + PbSO4 + H2O

218*. H2SO3 + HClO3 ® H2SO4 + HCl

FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4 ® Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

219*. I2 + Cl2 + H2O ® HIO3 + HCl

FeCO3 + KMnO4 + H2SO4 ® Fe2(SO4)3 + CO2 + MnSO4 + К2SO4 + H2O

220. Могут ли происходить окислительно-восстанови­тельные реакции между веществами: а) РН3 и НВr; б) K2Cr2O7 и H3PO3; в) HNO3 и H2S? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей посхеме AsH3 + HNO3 ® H3AsO4 + NO2 + H2O

ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ И ЭЛЕКТРОДВИЖУЩИЕ СИЛЫ*

Если металлическую пластинку опустить в воду, то расположенные на ее поверхности катионы металла будут гидратироваться полярными молекулами воды и переходить в жидкость. При этом электроны, в избытке остающиеся в металле, заражают его поверхностный слой отрицательно. Возникает электростатическое притяжение между перешедшими в жидкость гидратированными катионами и поверхностью металла. В результате этого в системе устанавливается подвижное равновесие:

Me + mH2O=Me(H2O)n+m + ne

в растворе на металле

где n - число электронов, принимающих участие в процессе. На границе металл - жидкость возникает двойной, электрический слой, характеризующийся определенным скачком потенциала — электродным потенциалом. Абсо­лютные значения электродных потенциалов измерить не удается. Электродные потенциалы зависят от ряда факторов (природы металла, концентрации, температуры и др.). Поэтому обычно определяют относительные электродные потенциалы в определенных условиях, называемых стандартными электродными потенциалами (Е°).

Стандартным электродным потенциалом металла называют его электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор собственного иона с концентрацией или активностью, равной 1 моль, измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом, потенциал которого при 25°С условно принимается равным нулю (Е° = 0; DG0 = 0).

Располагая металлы в ряд по мере возрастания их стандартных электродных потенциалов (Е°), получаем так называемый “ряд напряжений”.

Положение того или иного металла в ряду напряже­ний характеризует его восстановительную способность, а также окислительные свойства его ионов в водных растворах при стандартных условиях. Чем меньше значение Е°, тем большими восстановительными способностями обладает данный металл в виде простого вещества и тем меньше окислительные способности проявляют его ионы. И наоборот. Электродные потенциалы измеряют в приборах, которые получили название гальванических элементов. Окислительно-восстановительная реакция, которая лежит в основе работы гальванического элемента, протекает в направлении, в котором э. д. с. элемента имеет положительное значение. В этом случае DG0 < 0, так как DG0 = -nFE0.

Пример 1. Стандартный электродный потенциал ни­келя больше, чем у кобальта (табл. 4). Изменится ли это соотношение, если измерить потенциал никеля в растворе его ионов с концентрацией 0,001 моль/л, а кобальта – 0,1 моль/л?

Решение. Электродный потенциал металла (Е) зависит от концентрации его ионов в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кслотой - student2.ru

где Е'° - стандартный электродный потенциал; п- число электронов, принимающих участие в процессе; С - концентрация (при точных вычислениях – активность) гидратированных ионов металла в растворе, моль/л. Е° для никеля и кобальта соответственно равны -0,25 и -0,277 В, Определим электродные потенциалыэтих металлов при данных в условии концентрациях:

Е(Ni2+/Ni)= -0,25 + (0,058/2)lg10–3 = -0,337 B,

Е(Co2+/Co)= -0,277 + (0,058/2)lg10–1 = -0,306 B.

Таким образом, при изменившейся концентрации потенциал кобальта стал больше потенциала никеля.

Таблица 4

Наши рекомендации