Соли, подвергающиеся необратимому гидролизу, и продукты реакции.

Пользуясь данными приведенной таблицы, приведем реакции необратимого гидролиза некоторых солей.

Al₂ (SO₄)₃ + 3Nа₂СО₃ + 3H₂O = 2 Al(OH)₃ + 3CO₂ + 3 Na₂SO₄

2NiCl₂ + 2Nа₂СО₃ + Н₂О = (NiOH)₂CO₃ + CO₂ + 4NaCl

Необратимому гидролизу подвергаются и другие соли, на месте которых в таблице растворимости солей стоит прочерк (-), так как в результате необратимого гидролиза эти соли невозможно получить сливанием водных растворов соответствующих солей.

Тренировочные задания

Тесты по теме

1.Какая из приведенных ниже солей не подвергается гидролизу?

а) сульфид натрия; б) хлорид серебра; в) сульфат аммония; г) фторид натрия.

2.При сливании водных растворов каких солей может образоваться

углекислый газ и осадок карбоната меди (II) в результате протекания

реакции необратимого гидролиза? а) хлорида меди (II) и карбоната калия;

б) карбоната меди (II) и соляной кислоты; в) сульфата меди (II) и фосфата

натрия.

3.Какую реакцию среды будет иметь водный раствор хлорида железа (II)?

а) кислую; б) нейтральную; в) щелочную.

4. При гидролизе какой соли может образоваться сульфат гидроксомеди (II)

и серная кислота? а) СuS; б) СuSO₄; в) (СuOH)₂SO₄

5. В результате гидролиза какой соли при 25⁰С образуется кислая соль?

а) хлорида аммония; б) сульфата железа (II); в) фосфата калия. 6.Чему равна процентная концентрация раствора серной кислоты, полученного при растворении 18г кислоты в 282мл воды? а) 5%; б)6%; в) 8%.

5.Окислительно-восстановительные (о/в) реакции.

Основные понятия

О/в реакции – реакции, идущие с переносом электронов. В результате реакции изменяется степень окисления окислителя и восстановителя..

Степень окисления (СО) – условный заряд, который приобрел бы атом, если все связи в нем были ионные. Вычисляется исходя из постулатов:

- молекула нейтральна, ее СО равна нулю;

- СО водорода (в большинстве соединений) и щелочных металлов (Li – Fr) равна +1, металлов основной подгруппы 2 группы (Ве – Mg) равна +2;

- СО кислорода (в большинстве соединений) равна –2.

В качестве примера определим СО марганца в перманганате калия (КMnO₄). Сумма отрицательных зарядов на кислороде равна +8 [(+2) × 4]. Так как СО молекулы равна 0; сумма положительных зарядов должна быть равна -8; из них СО К⁺ равна +1. Следовательно, СО марганца равна +7.

Окислитель – элемент, принимающий электроны. При этом он восстанавливается. Его СО понижается. Например, Mn⁺⁷ + 5e = Mn²⁺

Восстановитель отдает электроны. При этом он окисляется. Его СО повышается. Например, Mn ²⁺ – 2e = Mn⁴⁺.

Для понимания связи о/в свойств элемента и его соединений с положением элемента в ПСЭ, рассмотрим следующие понятия:

высшая степень окисления (больше которой не может быть)численно равна номеру группы, в которой находится элемент в ПСЭ. В высшей СО все элементы – только окислители, могут только принимать электроны.

Например, высшая СО серы равна + 6;

н изшая степень окисления (меньше которой не может быть) для металлов равна нулю; для неметаллов численно равна номеру группы, в которой находится элемент в ПСЭ, минус восемь. Например, низшая СО серы равна –2 (H₂S), магния равна 0;

промежуточная степень окисления – СО, находящаяся между низшей и высшей СО элемента. В промежуточной СО элементы могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, в зависимости от партнера по реакции. Например, промежуточная СО на сере в сернистой кислоте (H₂SO₃) и SO₂ - оксиде серы (IV), равна +4, поэтому сернистая кислота в реакции с H₂S – окислитель, а в реакции с КMnO₄ – восстановитель

5.2. Типы о/в реакций

Для понимания процесса протекания о/в реакций рассмотрим различные типы о/в реакций.

межмолекулярные реакции – реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в разных молекулах, например, КMnO₄ + H₂S

внутримолекулярные – реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся внутри одной и той же молекулы. Например, в молекуле

(NH₄)₂ Cr₂О₇: N^-3 – восстановитель, Сr⁶⁺ - окислитель;

самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования) –окислитель и восстановитель один и тот же элемент, находящийся в промежуточной СО. Он сам себя окисляет и восстанавливает.

5.3.Определение продуктов о/в реакций.

В межмолекулярных и внутримолекулярных о/в реакциях сначала определяют окислитель и восстановитель. Затем, исходя из их возможных СО, определяют возможные продукты реакции, помня о том, что окислитель понижает СО, а восстановитель ее повышает. Например, в реакции между оксидом свинца (IV) и иодидом калия (в сернокислой среде): PbO₂ – окислитель (свинец находится в 4 группе ПСЭ, Pb⁺⁴ – высшая СО свинца). Понижая свою СО, свинец может превратиться в Pb⁺²; KI - восстановитель (йод – элемент 7 группы ПСЭ, I^1- - низшая CО йода). Повышая свою СО, йод может превратиться в I₂⁰. Напомним, что молекула йода, как и других галогенов, состоит из двух атомов.

Cхема реакции:

PbO₂ + KI + Н₂SO₄ = PbSO₄ + I₂⁰ ₊ K₂SO₄ + Н₂О,

K₂SO₄ + Н₂О – продукты реакции обмена.

Следует помнить, что для амфотерных элементов (оксиды и гидроксиды которых – амфотерны), вид получаемого продукта зависит также и от реакции среды: Pb²⁺ в сернокислой среде существует в виде PbSO₄, в щелочной среде (КОН) – в виде К₂РbO₂, т.к.

Pb(OH)₂ + Н₂SO₄ = PbSO₄ + Н₂О

Pb(OH)₂ + 2КОН = К₂РbO₂+ 2Н₂О

Для амфотерных элементов, имеющих много различных СО, например,

для марганца, в зависимости от среды получаются продукты с различными СО. Больше всего СО изменяется в кислой среде, меньше всего – в щелочной. Например, в кислой среде Mn⁺⁷ + 5e = Mn²⁺,

в нейтральной Mn⁺⁷ + 3е = Mn⁴⁺

в щелочной среде Mn⁺⁷ + 1е = Mn⁺⁶

В реакциях диспропорционирования элемент, находящийся в промежуточной СО, может сам себя окислять и сам себя восстанавливать, вступая в реакции самоокисления – самовосстановления. При этом (если реакция проводится без нагревания) получаются продукты реакции со СО, ближайшими к исходному, например:

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO

5.4.Электронно-ионный метод составления баланса о/в реакций.

При написании о/в реакций, протекающих в водных растворах, используют метод электронно-ионного баланса, в котором при составлении электронного баланса все участники реакции записываются в виде реально существующих в растворе частиц: молекулы слабых электролитов в виде молекул, сильные электролиты – в виде ионов. Рассмотрим различные варианты составления такого баланса для реакций, протекающих в различных средах.

Реакции, протекающие в кислой среде.

Записываем схему о/в реакции:

KMnO₄ + C₂H₅OH + H₂SO₄ ® MnSO₄+ CH₃COOH +K₂SO₄ + H₂O

Составляем электронно-инный баланс, для написания которого в правой и левой частях можем использовать H⁺ и H₂O

4 MnO₄^- + 8H⁺ + 5e = Mn²⁺ + 4 H₂O

5 C₂H₅OH + H₂O + 4e = CH₃COOH + 4H⁺

4MnO₄^- + 32H⁺ + 5C₂H₅OH + 5H₂O = 4Mn²⁺ + 16H₂O + 5CH₃COOH + 16H⁺

Выделяем одинаковые частицы левой и правой частей суммарного баланса и проводим их сокращение (вычитаем справа и слева по 5H₂O и 16H⁺)

4MnO₄^- + 16H⁺ + 5C₂H₅OH + = 4Mn²⁺ + 11H₂O + 5CH₃COOH

Полученные коэффициенты переносим в написанную ранее схему молекулярного уравнения.

4KMnO₄ + 5C₂H₅OH + 8H₂SO₄ = 4MnSO₄+ 5CH₃COOH +2K₂SO₄ +11H₂O

Реакции, протекающие в щелочной среде.

Записываем схему о/в реакции:

CrCl₃ + PbO₂ + KOH ® K₂CrO₄ + K₂PbO₂ + KCl +H₂O

Составляем электронно-инный баланс, для написания которого в правой и левой частях можем использовать H₂O и ОН^-

2 Cr³⁺ + 8OH^- -3е = CrO₄^2- + 4Н₂О

3 PbO₂ + 2е = PbO₂^2-

2Cr³⁺ + 16OH^- + 3PbO₂ = 2CrO₄^2- + 8Н₂О + 3PbO₂^2-

Полученные коэффициенты переносим в написанную ранее схему молекулярного уравнения.

2CrCl₃ + 3PbO₂ + 16KOH ® 2K₂CrO₄ + 3K₂PbO₂ + 6KCl + 8H₂O

Реакции, протекающие в нейтральной среде.

Записываем схему о/в реакции:

K₂MnO₄ + H₂O ® KMnO₄ + MnO₂ + KOH

Составляем электронно-инный баланс, для написания которого в левой части можем использовать H₂O, в правой ионы Н⁺ и ОН^-.

1 MnO₄^2- + 2Н₂О + 2e = MnO₂ + 4OH^-

2 MnO₄^2- -1e = MnO₄^1-

3MnO₄^2- + 2H₂O = MnO₂ + 2MnO₄^1- + 4OH^-

Полученные коэффициенты переносим в написанную ранее схему молекулярного уравнения.

3K₂MnO₄ + 2H₂O ® 2KMnO₄ + MnO₂ + 4KOH

5.5.Самопроизвольное протекание о/в реакций.

Самопроизвольно при стандартных условиях (25⁰С, 101 кПа, концентрация всех участников реакции 1 моль/л) протекают только те о/в реакции, в которых разность стандартных электродных потенциалов между окисленной и восстановленной системой больше нуля, т.е. Е⁰_{298 (окислителя)} - Е⁰_{298(восстановителя)} > 0

Стандартный электродный потенциал Е⁰₂₉₈ – потенциал о/в системы, измеренный в стандартных условиях. Его значения для реакций окисления приведены в справочных таблицах.

Используя знания об условиях самопроизвольного протекания о/в реакций, можно оценить, например, возможность использовать тот или иной реагент в качестве окислителя или восстановителя в рассматриваемой системе.

Так бромная вода Е⁰₂₉₈ = 1, 07 В (раствор брома в воде) может быть окислителем для систем, содержащих окислительно-восстановительные реагенты с Е⁰₂₉₈< 1, 07 В. Поэтому бромная вода может окислить, например, Fe²⁺ до Fe³⁺ (Е⁰₂₉₈ = + 0, 77 В), но не может быть окислителем в системе, содержащий MnO₄^1- в кислой среде (Е⁰₂₉₈ = 1, 51 В).

5.6.Взаимодействие металлов с кислотами-окислителями.

Металлы, расположенные в ряду напряжений левее водорода, растворяются в соляной, раздавленной серной и уксусной кислотах с образованием соли и выделением водорода.

Mg + 2HCl ® MgCl₂ + H₂

Металлы, стоящие в ряду напряжений правее водорода в этих кислотах не растворяются. При взаимодействии металлов с концентрированной серной кислотой образуются соли, если металл растворяется, или оксид, если металл пассивируется, и выделяется SO₂.

2Fe + 3H₂SO₄(конц.) ® Fe₂O₃ + 3SO₂ + 3H₂O.

В случае активных металлов может выделяться сера или сероводород.

При взаимодействии металлов с азотной кислотой водород не выделяется. Реакция металлов с концентрированной азотной кислотой сопровождается выделением оксида азота (4).

При взаимодействии металлов с разбавленной азотной кислотой выделяются NO, N₂O, N₂, N₄NO₃. Чем активнее металл, тем сильнее восстанавливается азот.

4Zn + 10HNO₃(очень разбавленная) ® 4Zn(NO₃)₂ + N₄NO₃ + 3H₂O

Металлы, обладающие амфотерными свойствами, могут растворяться в водных щелочах.

Zn + 2NaOH + 2H₂O ® Na₂[Zn(OH)₄] + H₂­

2Al + 6NaOH + 6H₂O ® 2Na₃[Al(OH)₆] + 3H₂.

Взаимодействие металла (Ме) с кислотами - окислителями

Тренировочные задания

Тесты

1.Определите тип о/в реакции 3K₂MnO₄ + 2H₂O ® 2KMnO₄ + MnO₂ + 4KOH

а) межмолекулярная; б) внутримолекулярная; в) диспропорционирования.

2.Определите СО соединения брома, которое проявляет только

восстановительные свойства: а) KBrO₃; б) Вr₂; в) КВr.

3. Исходя из положения азота в ПСЭ, определите возможные продукты реакции

окисления нитрита калия: а) NO; б) NO₂; в) КNO₃.

4.Определите СО хрома в дихромате калия K₂Cr₂O₇: а)Сr⁺⁶; б)Cr⁺³; в) Cr⁺².

5.Продуктами восстановления разбавленной азотной кислоты магнием является: а)NO;

б) NO₂; в)NH₄NO₃.