Ионно-обменные реакции между ионами, страница 2

В этом случае гидролиз происходит как по аниону, так и по катиону. Реакция раствора практически нейтральна и значение рН близко к 7.

Количественной характеристикой протекания реакции гидролиза является константа равновесия (К_p). Для реакции гидролиза карбоната натрия по первой ступени можно написать выражение константы равновесия

.

Концентрация воды в разбавленных растворах представляет собой практически постоянную величину. Обозначая K·[H₂O] = _., получим выражение для константы гидролиза:

Степень гидролиза, т. е отношение числа молекул, подвергшихся гидролизу, к общему числу молекул, как правило, невелика. Причиной этого является то, что вода – очень слабый электролит, поэтому равновесие реакции гидролиза смещено в сторону исходных веществ.

В разбавленных растворах соли гидролизуются сильнее. При повышении температуры степень гидролиза увеличивается.

Для подавления гидролиза нужно использовать концентрированные растворы при низких температурах, а также добавлять к раствору один из продуктов гидролиза: кислоту или щелочь.

Соли, образованные слабой многоосновной кислотой и слабым многоатомным основанием, гидролизуются необратимо, например, Al₂S₃, Cr₂S₃:

Al₂S₃ + 6HOH = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑.

Эти и подобные им соли не существуют в растворах.

Окислительно-восстановительные реакции

Реакции, в результате которых изменяется степень окисления хотя бы одного из элементов, называются окислительно-восстановительными реакциями.

Изменение степени окисления элементов происходит в результате перехода электронов от атома одного элемента к другому атому или в результате смещения электронных пар, образующих химическую связь.

Степень окисления - это условный заряд, который присваивается атому элемента в соединении из расчета, что все связи в нем ионные. Степень окисления может иметь положительное, отрицательное и нулевое значение.

Нулевое значение степени окисления имеют атомы в молекулах простых веществ. Металлы в соединениях проявляют положительную степень окисления, а неметаллы – как положительную, так и отрицательную.

Водород в соединениях с неметаллами имеет степень окисления +1, а кислород в большинстве соединений -2.

В молекулах алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в их состав, равна 0, так как молекулы электронейтральны. Исходя из этого, можно вычислить степень окисления атомов в молекулах сложных соединений.

Пример. Вычислить степень окисления серы в серной кислоте и фосфора в пирофосфорной кислоте.

_{2 4} : 2·1 + x + 4·(-2) = 0, x = 6.

Следовательно, сера в серной кислоте имеет степень окисления +6.

_{4 2 7}: 4·1+ 2x + 7·(-2) = 0, x = 5.

Степень окисления фосфора в пирофосфорной кислоте +5

Процесс потери электронов, сопровождающийся повышением степени окисления атома, называется окислением. Процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления атома, называется восстановлением. Окислительно-восстановительная реакция – это единый процесс: без окисления не может быть восстановления.

Вещество, которое в реакции отдает электроны, называется восстановителем. В окислительно-восстановительном процессе оно окисляется. Вещество, которое в реакции принимает электроны, называется окислителем. В ходе реакции оно восстанавливается.

Важнейшие окислители и восстановители

Восстановители

1.Простые вещества:

-металлы: Me – nē → Meⁿ⁺;

-неметаллы: водород, углерод: H₂ – 2ē → 2H⁺,

C – 4ē → .

2.Соединения:

-положительно заряженные ионы в низшей степени окисления: - 1ē → ;

-отрицательно заряженные простые ионы (S^2-, J^-): S^2- - 2ē → S⁰, J^- - 1ē → J⁰;

-сложные анионы с атомом элемента в низшей степени окисления: O - 2ē → O ,

O - 2ē → O .

Окислители

1. Простые вещества – неметаллы (кислород, галогены, сера): O₂ + 4ē → 2O^2-,

S + 2ē → S^2-,

Cl₂ + 2ē → 2Cl^-.

2.Соединения:

-положительно заряженные ионы металлов в высшей степени окисления: + 2ē → ;

-положительно заряженные ионы благородных металлов: Ag⁺ + 1ē → Ag;

-соединения, содержащие анионы с атомом элемента в высшей степени окисления: концентрированная и разбавленная азотная кислота и ее соли, концентрированная серная кислота, перманганат калия K O₄, дихромат калия K_{2 2}O₇, кислородные соединения галогенов.

Составление окислительно-восстановительных реакций

Составить уравнение окислительно-восстановительной реакции – значит определить какие продукты реакции образуются и найти коэффициенты перед всеми веществами.

Одним из методов определения коэффициентов в уравнении реакции является метод электронного баланса. В основе этого метода лежит нахождение коэффициентов перед молекулами восстановителя и окислителями, при которых суммарное число электронов, отданных

восстановителем, равно суммарному числу электронов, присоединенных окислителем.

Рассмотрим этот метод на простейшем примере окисления алюминия кислородом: + O₂ → ₂O₃.

Алюминий – металл, он является восстановителем. Атом алюминия отдает 3 электрона. Кислород – неметалл, он является окислителем. Молекула кислорода принимает 4 электрона, образуя два иона кислорода (всегда нужно определять число принятых или отданных электронов молекулой реагирующего вещества). Находим наименьшее общее кратное число отданных и полученных электронов, умножая 3 на 4. Это число указывает на количество электронов, принимающих участие в окислительно-восстановительной реакции:

– 3ē =

12

₂ + 4ē = 2

Чтобы восстановитель отдал 12 электронов, должно быть 4 атома алюминия. Чтобы окислитель присоединил 12 электронов, должно быть 3 молекулы кислорода:

– 3ē = 4

12

O ₂ + 4ē = 2O 3

В левой частях уравнения реакции 4 атома алюминия, в правой части должно быть столько же, т. е. перед Al₂O₃ нужно поставить коэффициент 2: 4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃.

Проверка на кислород показывает, что в левой и правой части уравнения 6 атомов кислорода. Коэффициенты в уравнении реакции расставлены правильно.

Коэффициенты, стоящие перед восстановителем и окислителем, можно увеличивать или уменьшать, не изменяя их соотношения, полученного при составлении схемы электронного баланса.

Часто в окислительно-восстановительных реакциях, происходящих в растворах, принимает участие третий компонент – среда. Например,

K + K_{2 2}O₇ + H₂SO₄ → ₂ + ₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

В этой реакции восстановителем является иодид калия, а окислителем – дихромат калия. Составляем схему электронного баланса:

- 1ē = 6

6

2 + 6ē = 2 1

Один ион иода отдает 1 электрон, а два атома хрома принимают 6 электронов. Отсюда получаются коэффициенты перед молекулами восстановителя и окислителя 6 и 1. Эти коэффициенты определяют соотношение между числом молекул восстановителя и его окисленной формой, с одной стороны, и числом молекул окислителя и его восстановленной формой, с другой:

6KJ + K₂Cr₂ O₇ + H₂SO₄ → 3J₂ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

Серная кислота необходима для связывания в соль образовавшихся катионов K⁺ и Cr⁺³. Количество молекул K₂SO₄ определяется суммарным числом атомов калия в левой части уравнения: из 8 атомов калия получается 4 молекулы K₂SO₄. Для образования одной молекулы Сr₂(SO₄)₃ и четырех молекул K₂SO₄ необходимо 7 молекул серной кислоты. Ионы водорода в кислой среде образуют воду. Количество молекул воды определяется количеством атомов водорода, содержащихся в 7 молекулах серной кислоты. Таким образом, законченное уравнение этой реакции имеет вид

6KJ + K₂Cr₂ O₇ + 7H₂SO₄ = 3J₂ + Cr₂(SO₄)₃ +4K₂SO₄ + 7H₂O.

Правильность составления уравнения реакции определяется подсчетом атомов кислорода в левой и правой частях уравнения реакции: 35 = 35.

В некоторых случаях роль среды играет окислитель или восстановитель. Тогда в уравнении реакции формулу окислителя (или восстановителя) полезно написать дважды.

В качестве примера рассмотрим окисление меди разбавленной азотной кислотой. Азотная кислота здесь играет двойную роль – роль окислителя и среды:

3 + 2H O₃ + 6HNO_{3 (среда)} = 3 (NO₃)₂ + 2 O + 4H₂O;

- 2ē = 3

6

+ 3ē = 2

Две молекулы азотной кислоты играют роль окислителя. В этих молекулах изменяется степень окисления азота. Кислотные остатки шести других молекул связываются с образовавшимися катионами Cu²⁺.

Молекулы некоторых веществ могут проявлять как восстановительные, так и окислительные функции. В этом случае возможны реакции самоокисления-самовосстановления, или диспропорционирования. Примером такой реакции является реакция разложения азотистой кислоты на оксид азота (II), азотную кислоту и воду. При составлении уравнения реакции этого типа формулу одного и того же вещества полезно записать дважды:

H O₂ + 2H O₂ = H O₃ + 2 O + H₂O;