Н.С. Ахметов - Общая и неорганическая химия (1109650), страница 39
Текст из файла (страница 39)
3. Если соединение при растворении ионизируется на слабополяризукгщие катионы и среднеполяризующие анионы, то происходит гидролиз по аниону и в результате гидролиза создаегся щ ел о ч н а я среда: 230 МагСОз + НОН МаНСОз + МаОН В этом случае обобщенно можно сказать, что гидролиз по аниону происходит у солей сильных оснований и слабых кислот. 4.
Если соединение при ионизации образует среднеполяризующие катионы и анионы, то происходит гидролиз и по катиону, и по аниону. При этом обычно наблюдается гидролиз с образованием малорастворимых слабых оснований и слабых кислот: А!э(СОэ)э + 6НОН 2А!(ОН)э! + ЗНэСОэ Характер среды в этом случае определяется относитольной силой образовавшихся кислоты и основания. Этот случай гидролиза имеет место для солей слабых оснований и слабых кислот. Для случаев 2 н 3 степень гидролиза (отношение количества гидролизованного вещества к общему количеству растворенного вещества) обычно невелика. Так, в растворе МаэСОэ с концентрацией 0,1 моль/л она составляет прн 25'С около 2,7%, а в растворе МаСМ с концентрацией 0,1 моль/л — около 1,5%.
В случае 4 гидролиз протекает практически нацело. Согласно принципу Ле Шателье степень гидролиза возрастает с разбавлением раствора (увеличением концентрации воды). Например, при 20'С для реакции МагСОэ + НОН МаНСОз + МаОН при концентрации соли 0,1 моль/л степень гидролиза составляет 2,7%, а при концентрации 0,001 моль/л — уже 34%. Степень гидролиза возрастаег также с повышением температуры. Существенно отличен характер гидролиза ковалентпых соединений.
Большинство соединений неметаллов с неметаллами в воде претерпевает необратимое гидролитическое разложение: Б1С!4(ж) + ЗНОН(ж) = НэГНОэ(т) + 4НС!(Р) Б!Яг(т) + ЗНОН(ж) = Нэб!Оз(т) + 2НгБ(р) Гидролиз играет большую роль в жизнедеятельности живых организмов. Он существенно влияет на геохимические процессы. Гидролиз широко используется в химической промышленности. 231 Снг' + 2е = Сн, Хп — 2с = Хпг' о гл Хп — + Хп г ° о Сп — е Сн з ! 5!О + НС10 -ь л5 -! + НС! +! -1 С! -ь С! Снг'(р) + Хп(к) = Сн(к) + Хпг'(р) 235 ОНг Н ОНг Н ОНг Н ОНг С Сг' О С С' ! О ~ ! О ) О ~ О ) -О Нго Нго НгО Нго Мл(ОН)гл Прн определенных условиях (высокая температура нлн повышенный рН раствора) поликонденсация может приводить к переходу гндроксопронзводных (мостикн — ОН-группы) в оксопронзводные (мостики — атомы 0): Н Н Н ~!ь! ~ ~ ~м — 'Нл0 -М -М 0 ~0 ~ О0~ Н Н Н вплоть до образования свободных оксидов.
То что называют "основной сольюл представпяег собой по структуре промежуточное между "нормальной солью" н гидрокскдом нлн оксидом. Г Л А В А 6. РЕАКЦИИ С ИЗМЕНЕНИЕМ СТЕПЕНЕЙ ОКИСЛЕНИЯ ЭЛЕМЕНТОВ г 1. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ Степени окисления элементов изменяются при окислительно-вос— становительных реакциях.
Изменение степеней окисления элементов происходит за счет перехода электронов или атомов от одних частиц к другим. Например, при вытеснении цинком меди из раствора ее соли СпВОл(р) + Хп(к) = Сп(к) + ХпБО,(р), АС'ел — — — 212 кДж электроны от атомов цинка переходят к ионам меди: Процесс потери частицей электронов называется окнслснне.о, а процесс присоединения электронов — восстаноелскиеяс В реакциях эти два процесса протекают одновременно — одни частицы окисляются, другие восстанавливаются.
Следовательно, окисли тельно-восстановительные процессы представляют собой единство двух противоположных процессов. Вещества, присоединяющие электроны, называются окислиглсля- 234 жи, а вещества, теряющие электроны, — оосстановипгсляжо. В приве- денном примере Спг' — окислитель, Хп — восстановитель: В этой реакции медь понижает степень окисления, цинк — повышает. В качестве примера окислительно-восстановительной реакции с переходом атомов можно рассмотреть следующий процесс; 5!О (р) + НС10 (р) — 1!!О (р) + НС! (р) Методом меченых атомов установлено, что эта реакция осуществляется по следующему механизму.
о !!!... О-С! о- Н 0 -ь ! -О...С! — + 0~ Н Как видно из приведенной схемы, атом кислорода молекулы НСЬО переходит в состав !чО -иона. В результате реакции степень окисления азота повышается, а хлора понижается. В этой реакции НС10 играет роль окислителя, а ХΠ— восстановителя. г Таким образом, можно дать следующее обобщенное определение окислителя и восстановителя: вещество, в состав которого входит элемент, повышающий степень окисления, называют еосспганоенпгслеж, а вещество, в состав которого входит элемент, понижающий степень окисления, называют окнслигпслсж. Понижение и повышение степени окисления элементов происходят одновременно и обусловливают друг друга. ° т г ° г з Мп+ 5Ге = Мп+ 5Ге г г Мп-ч Мп 1 2 +г 3 Ге -Ч' Ге 5 10 сз -г А!+ В~А! Вз ~ г сг ° з 2Мп + 10Гс = 2Мп + 10Ге з Л! — ьА! (3 — 0 = 3) з  — +В( — 2 — 0= — 2) А( — + А1(2 83- Ь' (З а с +з 2А! +,'58 = 2А! -ь 3Я 2Л1+ 38 =- А! Вз 7 г Мп †+ 1 3 Гс — ч Ге5 237 1 2.
СОСТАВЛВНИК УРАВНВНИ)Й ОКИСЛИТЕЛЫ10-ВОССТАНОВИТГ3!ЬНЫХ РЕАКЦИЙ Применяют два метода составления уравнений для реакции окисления — восстановления. Один нз методов основан на использовании степеней окисления. Повышение степени окисления у одного элемента и ее понижение у другого элемента происходит одновременно. Так, при взаимодействии алюминия и сори степень окисления алкзминия повышяотся на 3 единицы а степень окисления серы понижается на 2 единиць1 Чтобы поставить коэффициопты в уравнении реакции, надо нанти кратное для чисел, показывающих повышение и понижение стоги пей окисления: Найденные коэффициенты перонесем в уравнение реакции Рассмотрим более сложнугсз окислительно-восстановительную рею— цию: ~г яг КМпОз + ГеВО„+ Нг804 — + Мпз04 + Гег(ВО„)з + К ВО, + Н20 В приведенных соединениях изменяют степень окисления голько марганец и железо; КМпОз — окислитель, ГеЯО, — восстановнтель.
На 1 моль атомов Мп( з'П) требуется 5 моль атомов Гс(П): 236 Таким образом, основные коэффициенты уравнения — коэффициенты при окислителе и восстановптеле — это 1 и 5. Нужно однако, учесть, что в результате реакции образуется Гег(ЯОз)з, содержащий 2 моль атомов Ге(П1), поэтому основные коэффициенты следует удвоить: Найденные коэффициенты подставляют в уравнение реакции я т с г сз 2КМп04 + 10ГеВОз + НгВ΄— ь 2МпВОз + 5Гег(ВОз)з + + КгВО„+ Н 0 Остальные коэффициенты находят прп подсчете баланса других эле- ментов (пока без П и О), в данном случае атомов К и Гс 2КМпОз + 10ГсВОз + 8НгВОз — + 2МпБОз + 5Гсг(ВОз)з + + КгВОз -ь ПгО Далее по балансу атолюв водорода определяют число молей воды: 2КМпОз + !ОГсВОз + 8Н ВОз = 2МпВО, + 5Гег(ВО„)з + +КНО,+8НО Для проверки правильности подобранных коэффициентов подсчитывают баланс молей атомов кислорода. Поскольку рассматриваемая реакция протекает в водном растворе, ее можно представить в виде ионного уравнения: МпО + 5Гсг' + 8Н' = Мпг' + 51гез' + 4НгО Довольно часто соединение, участвукгщео в реакции, выполняет не только окислительную или восстановительную функцию, но и связывает продукты реакции (степени окисления элементов не изменяются).
Например, прн восстановлении очень разбавленной азотной кислоты порошком цинка Гег' — с -з Газ+ восстзновитоль- окисленная ная форма форма о + г Хп -+ Хп 8 4 ° 5 - 3 Х -+ Х 2 1 о +5 ~г 3 42п + Х = 4Хп + Х МпΠ— + Мпг' МпО; + 8Н' — ь Мпг' + 4НгО + г МпОя + 8Н' + 5е = Мпг' -! 4НгО + 4 Мп-+ Мп 21 -1 о 2С1 -з С!г 2 1 окисленная форма восстановительная форма -1 + г Мп + 2С! = Мп+ С!г Ионная схема реакции: о + 5 +г - з 4Еп + НХОз + 9НХОз — 42п(ХОз)г + ХНзХОз + ЗНгО 1 моль молекул кислоты из десяти, взятых для реакции, расходуется на окисление цинка, а остальные девять — на связывание образующихся в результате реакции ионов цинка и аммония. Примером реакции, в которой восстановитель играет также роль среды, является взаимодействие оксида марганца (!Ъ) с концентрированной соляной кислотой: МпОг + 2НС! + 2НС! = МпС!г + С!г + 2НгО Ионпо-электронный метод.
Ионно-электронный метод составления уравнений окислительно-восстановительных реакций применяется для ионных окислительно-восстановительных процессов и основан на составлении частных уравнений реакций восстановления ионов (молекул) окислителя и окисления ионов (молекул) — восстановителя с последующим суммированием их в общее уравнение.
Для этого необходимо составить ионную схему рпзкции. Не изменяющиеся в результате реакпии ионы в ионную схему не включаются. Вернемся к ранее рассмотренному примеру; КМп04 + ГеЯОз + НгЯОо — + Мп804 + Гег(ЯОо) + Кг80о + НгО МпО + Гег' + Н' — + Мпг' + Гсз' + НгО Как видим, ионы Гег' окисляются в ионы Ге", а ионы МпОз восстанавливаются до ионов Мпг'. Частное уравнение окисления иона восстановителя 238 В частном уравнении реакции восстановления окислителя МпОз в восстановленную форму Мпг' Для баланса атомов необходимо добавить ионы водорода, чтобы свя— зать атомы кислорода в воду для баланса зарядов, кроме того, в левой части уравнения нужно добавить 5 моль электронов. Тогда частное уравнение реакции восста— новления окислителя будет При выводе общего уравнения реакции частные уравнения надо помножить на такие коэффициенты, чтобы число молей потерянных электронов стало равно числу приобретенных: Ге г' — с = Гег' (5 Мп04 + 8Н' + 5с = Мпг' + 4НгО ~ 1 Проверка правильности составленного уравнения производится по балансу атомов и зарядов в общем уравнении: МпО; + 5Гег' + 8Н' = Мпг' + 5Гез' + 4НгО Если в качестве средм взята серная кислота, то уравнение реакции можно записать: 2КМп04 + 10ГеЮз + 8НгЯОз = 2Мп80з + 5Гег(ЯОз)з + + КгЯОз + 8НгО Типы окпслительно-восстановительных реакций.
Различают три типа реакций окисления — восстановления. 239 1. Окислительно-восстановительные реакции, при которых ибменяют степень окисления атомы элементов, входящих в состав разных веществ. Легко заметить, что вышеприведенные реакции относятся к этому типу реакций. 2.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
