Буферные растворы можно подразделить на четыре типа

Буферные растворы, содержащие сильную кислоту
Буферные растворы, содержащие сильное основание
Буферные растворы, содержащие слабую кислоту
Буферные растворы, содержащие слабое основание

 

Билет 20(19)

Гидролиз.

Гидро́лиз — сольволиз водой. Это химическая реакция взаимодействия вещества с водой, при которой происходит разложение этого вещества и воды с образованием новых соединений. Гидролиз соединений различных классов (соли, углеводы, белки, сложные эфиры, жиры и др.) существенно различается.

Гидролиз солей — разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде («связывание ионов»).

Различают обратимый и необратимый гидролиз солей

1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):

(раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону):

(раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:

(равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа).

4. Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.

Степень гидролиза

Под степенью гидролиза понимается отношение количества (концентрации) соли, подвергающейся гидролизу, к общему количеству (концентрации) растворенной соли. Обозначается α (или h гидр);
α = (c гидр/c общ)·100 %
где c гидр — число молей гидролизованной соли, c_общ — общее число молей растворённой соли.
Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие.

Является количественной характеристикой гидролиза.

Константа гидролиза

Константа гидролиза — константа равновесия гидролитической реакции. Так константа гидролиза соли равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции гидролиза к равновесной концентрации соли с учетом стехиометрических коэффициентов.

В общем случае для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:

, где — константа диссоциации слабой кислоты, образующейся при гидролизе

Для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием:

, где — константа диссоциации слабого основания, образующегося при гидролизе

Для соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием:

Концентрация соли и продуктов реакции. В соответствии с принципом Ле-Шателье, равновесие должно смещаться вправо, при этом увеличивается концентрация ионов водорода (или гидроксид-ионов), что приводит к уменьшению степени гидролиза.

Температура. Известно, что гидролиз притекает с поглощением теплоты (эндотермическая реакция), поэтому согласно принципу Ле Шателье, при увеличении температуры равновесие сдвигается вправо, что ведет к росту степени гидролиза.

Различают три типа гидролиза:

1. Гидролиз по аниону - гидролиз соли образованной сильным основанием и слабой кислотой (например Na₂CO3, Na₂S, CH₃COOK, Na₂SiO₃, LiCN, K₃PO₄). В результате гидролиза по аниону будет происходить подщелачивание среды (pH > 7).

Примеры гидролиза по аниону:

1. Гидролиз Na₂CO₃

Первая ступень:
в молекулярной форме: Na₂CO₃ + H₂O <=> NaHCO₃ + NaOH
в полной ионной форме: 2Na⁺ + CO₃^2- + H₂O <=> 2Na⁺ + HCO₃^- + OH^-
в сокращенной ионной форме: CO₃^2- + H₂O <=> HCO₃^- + OH^-

Вторая ступень:
в молекулярной форме: NaHCO₃ + H₂O <=> H₂CO₃ + NaOH
в полной ионной форме: Na⁺ + HCO₃^- + H₂O <=> Na⁺ + H₂CO₃ + OH^-
в сокращенной ионной форме: HCO₃^- + H₂O <=> H₂CO₃ + OH^-

2. Гидролиз CH3COONa

в молекулярной форме: CH3COONa + H₂O <=> CH3COOH + NaOH
в полной ионной форме: Na⁺ + CH3COO^- + H₂O <=> Na⁺ + CH3COOH + OH^-
в сокращенной ионной форме: CH3COO^- + H₂O <=> CH3COOH + OH^-

3. Гидролиз K₃PO₄

Первая ступень:
в молекулярной форме: K₃PO₄ + H₂O <=> K₂HPO₄ + KOH
в полной ионной форме: 3K⁺ + PO₄^3- + H₂O <=> 3K⁺ + HPO₄^2- + OH^-
в сокращенной ионной форме: PO₄^3- + H₂O <=> HPO₄^2- + OH^-

Вторая ступень:
в молекулярной форме: K₂HPO₄ + H₂O <=> KH₂PO₄ + KOH
в полной ионной форме: 2K⁺ + HPO₄^2- + H₂O <=> 2K⁺ + H₂PO₄^- + OH^-
в сокращенной ионной форме: HPO₄^2- + H₂O <=> H₂PO₄^- + OH^-

Третья ступень:
в молекулярной форме: KH₂PO₄ + H₂O <=> H₃PO₄ + KOH
в полной ионной форме: K⁺ + H₂PO₄^- + H₂O <=> K⁺ + H₂PO₄^- + OH^-
в сокращенной ионной форме: H₂PO₄^- + H₂O <=> H₂PO₄^- + OH^-

 

2. Гидролиз по катиону - гидролиз соли образованной слабым основанием и сильной кислотой (например CuCl2, Zn(NO3)2, Al2(SO4)3, ZnBr₂, Pb(NO₃)₂, Cr₂(SO₄)₃). В результате гидролиза по катиону будет происходить подкисление среды (pH < 7).
Примеры гидролиза по катиону:

1. Гидролиз CuCl₂

Первая ступень:
в молекулярной форме: CuCl₂ + Н₂О <=> CuOHCl + HCl
в полной ионной форме: Cu²⁺ + 2Cl^- + Н₂О <=> CuOH⁺ + 2Cl^- + H⁺
в сокращенной ионной форме: Cu²⁺ + Н₂О <=> CuOH⁺ + H⁺

Вторая ступень:
в молекулярной форме: CuOHCl + Н₂О <=> Cu(OH)₂ + HCl
в полной ионной форме: CuOH⁺ + Cl^- + Н₂О <=> Cu(OH)₂ + H⁺ + Cl^-
в сокращенной ионной форме: CuOH⁺ + Н₂О <=> Cu(OH)₂ + H⁺

2. Гидролиз ZnSO₄

Первая ступень:
в молекулярной форме: 2ZnSO₄ + 2Н₂О <=> (ZnOH)₂SO₄ + H₂SO₄
в полной ионной форме: 2Zn²⁺ + 2SO₄^2- + 2Н₂О <=> 2ZnOH⁺ + 2SO₄^2- + 2H⁺
в сокращенной ионной форме: Zn²⁺ + Н₂О <=> ZnOH⁺ + H⁺

Вторая ступень:
в молекулярной форме: (ZnOH)₂SO₄ + 2Н₂О <=> 2Zn(OH)₂ + H₂SO₄
в полной ионной форме: ZnOH⁺ + SO₄^2- + 2Н₂О <=> 2Zn(OH)₂ + H⁺ + SO₄^2-
в сокращенной ионной форме: ZnOH⁺ + Н₂О <=> Zn(OH)₂ + H⁺

3. Гидролиз Al₂(SO₄)₃

Первая ступень:
в молекулярной форме: Al₂(SO₄)₃ + 2H₂O <=> 2Al(OH)SO₄ + H₂SO₄
в полной ионной форме: 2Al³⁺ + 3SO₄^2- + 2H₂O <=> 2AlOH²⁺ + 3SO₄^2- + 2H⁺
в сокращенной ионной форме: Al³⁺ + H₂O <=> AlOH²⁺ + H⁺

Вторая ступень:
в молекулярной форме: 2Al(OH)SO₄ + 2H₂O <=> (Al(OH)₂)₂SO₄ + H₂SO₄
в полной ионной форме: 2AlOH²⁺ + 2SO₄^2- + 2H₂O <=> 2Al(OH)₂⁺ + 2SO₄^2- + 2H⁺
в сокращенной ионной форме: AlOH²⁺ + H₂O <=> Al(OH)₂⁺ + H⁺

Третья ступень:
в молекулярной форме: (Al(OH)₂)₂SO₄ + 2H₂O <=> H₂SO₄ + 2Al(OH)₃
в полной ионной форме: 2Al(OH)₂⁺ + SO₄^2- + 2H₂O <=> 2Al(OH)₃ + 2H⁺ + SO₄^2-
в сокращенной ионной форме: Al(OH)₂⁺ + H₂O <=> Al(OH)₃ + H⁺

3. Гидролиз по аниону и катионы (полный гидролиз) -гидролиз соли образованной слабым основанием и слабой кислотой (например Na₂CO3, Na₂S, CH₃COOK, Na₂SiO₃, LiCN, K₃PO₄). В результате полного гидролиза среда остается нейтральной (в зависимости от силы образовавшейся кислоты и основания возможно небольшое подщелачивание или подкисление среды (pH ~ 7).

Примеры полного гидролиза:

1. Гидролиз CuS

CuS + 2Н₂О => Cu(OH)₂ + H₂S

2. Гидролиз ZnCO₃

ZnCO₃ + Н₂О => Zn(OH)₂ + CO₂ + H₂O

3. Гидролиз NH₄CN

NH₄CN + H₂O => NH₄OH + HCN

Соли образованные сильной кислотой и сильным основанием гидролизу не подвергаются.

 

Билет 21(20)

Окисление, восстановление

 

В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов - окисление. При окислении степень окисления повышается:

 

H20 - 2ē ® 2H+

S-2 - 2ē ® S0

Al0 - 3ē ® Al+3

Fe+2 - ē ® Fe+3

2Br - - 2ē ® Br20

 

Процесс присоединения электронов - восстановление: При восстановлении степень окисления понижается.

 

Mn+4 + 2ē ® Mn+2

S0 + 2ē ® S-2

Cr+6 +3ē ® Cr+3

Cl20 +2ē ® 2Cl-

O20 + 4ē ® 2O-2

 

Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а которые отдают электроны - восстановителями.

---

Дата добавления: 2018-04-04; просмотров: 420; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

---

---

Мы поможем в написании ваших работ!