Совместный гидролиз 2х солей.

Если слить водные растворы 2х солей, одна из которых является солью слабого основания и сильной кислоты, а вторая наоборот солью сильного основания и слабой кислоты, то протекает их совместный необратимый гидролиз, продуктами которого являются слабое основание, слабая кислота и соль сильного основания и сильной кислоты.

Соль слабого основания сильной кислоты + соль сильного основания слабой кислоты + Н₂О → слабое основание + слабая кислота + соль сильного основания и сильной кислоты.

Cr₂(SO₄)₃+K₂S+H₂O→Cr(OH)₃+H₂S+K₂SO₄

Cr^3++3H2O=Cr(OH)3+3H^+ S^2-+2H2O=H2S+2OH^-	2 3
2Cr^3++3S^2-+612H2O=2Cr(OH)3+3H2S+6 H^++6OH^- Cr2(SO4)3+3K2S+6 H2O=2Cr(OH)3+3H2S+3 K2SO4

Количественно глубину гидролиза оценивают по величинеcстепени гидролиза h

h=ƒ(природа соли, Т, с)

с ↑Т h↑, т.к. степень диссоциации H₂O ↑

с ↑с h↓

Для того, чтобы подавить гидролиз работают с концентрированными растворами и при низких Т, а так же добавляют Н⁺ или ОН^- в виде соответствующих кислоты или основания.

KCN==K⁺+CN^-

H₂O^→_←H⁺+OH^-

CN^-+HOH^→_←HCN+OH^-

KCN+H₂O^→_←HCN+KOH

Окислительно-восстановительные реакции (овр)

ОВР сопровождаются изменением степени окисления элементов

Zn⁰+2H₂⁺¹SO₄+H₂⁰↑

Zn-восстановитель, т.к. Zn-2e=Zn²⁺ окисление

H⁺-окислитель Т.к. 2H⁺+2e=H₂ восстановление

Степень окисления элемента в соединении – заряд иона, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит из ионов

Для соединений с ковалентной связью общая электронная пара полностью переходит к более электроотрицательному элементу. А для простых молекул делится пополам.

S⁰, Cr⁰, Al⁰; Na₂⁰, Cl₂⁰, O₂⁰; Na⁺¹Cl^-1; K⁺¹Br^-1; H⁺¹₂O^-2: H⁺¹₂O₂^-1 (H⁺¹-O^-1-O^-1-H⁺¹)

В химических соединениях алгебраическая сумма степеней окисления элементов равна 0, а для иона – его заряду.

Только окислительные свойства проявляются только Ft, O₂, а так же элементы высшей степени окисления.

Только восстановительные свойства проявляют металлы и элементы низшей степени окисления

Окислительные и восстановительные свойства проявляют только элементы промежуточной степени окисления.

При составлении уравнения ОВР пользуются 2мя методами:

1. метод электронного баланса

2. ионно-электронный метод

Оба метода основаны на том, что в ОВР число электронов, отдаваемых восстановителем = числу электронов, присоединяемых окислителем, это одни и те же электроны.

При выводе ОВР часто встречаются с проблемой, когда содержание О₂ в окисленной и восстановленной форме разное в зависимости от характера среды и проблемы поступают следующим образом:

	Избыток О2	Недостаток О2
Кислая среда	O^2-+2H^+=H2O	H2O =O^2-+2H^+
Щелочная (нейтральная) среда	O^2-+ H2O=2OH^—	2OH^—=O^2-+ H2O

1. Задана кислая среда: брать (получать): Н⁺, Н₂О; нельзя брать (получать): OH^—

2. Задана щелочная среда: брать (получать): OH^—, Н₂О; нельзя брать (получать): Н⁺

3. Задана щелочная среда: брать (получать): Н₂О; нельзя брать (получать): OH^—, Н⁺

4. Вывод среды: брать (получать): Н⁺(OH^—); нельзя брать (получать): Н₂О

Если среда выводится кислая, берётся H₂SO₄, т.к. это сильная кислота и в отличии от соляной и азотной она не будет участвовать в ОВР.

Если среда выводится щелочная, то берут КОН или NaOH, т.к. это сильные основания и они не дают осадков

5. Реакция диспропорционирования (окислитель и восстановитель одно и то же вещество)

6. Среда одновременно окислитель или восстановитель