Гидролиз

Гидролиз – обменные разложения веществ воды.

Гидролизу могут подвергаться соли, образованные:

1. Сильным основанием и слабой кислотой: Na₂CO₃, K₂CO₃, KNO₂;

2. Сильной кислотой и слабым основанием: NH₄Cl, CuSO₄, NiCl₂;

3. Слабая кислота и слабое основание: NH₄CN, (NH₄)₂CO₃, Al(CH₃COO)₃ (ацетат Al)

Гидролиз солей, образованных слабыми многоосновными кислотами и многоосновными основаниями, протекают ступенчато.

При гидролизе солей слабых оснований наблюдается образование донорно-акцепторных связей за счет свободных орбиталей катионов и неподеленной электронной пары анионов кислорода молекул воды.

Гидролиз тем сильнее, чем выше заряд катиона и ниже его радиус.

Гидролиз анионов происходит за счет возникновения водородных химических связей, посредством атомов H молекул воды и анионов.

Взаимно-усиливающий гидролиз

Гидролиз солей трехвалентных металлов (Al, Cl, Fe) в присутствии CO₃, сульфидов и сульфитов щелочных металлов и сульфида аммония протекает до конца.

Гидролиз солей двухвалентных металлов (Zn, Cu, Cd, ртуть, Fe, Cr, Mn, Co, Pb, Cu) в присутствии CO₃ щелочных металлов, заканчивается на первой ступени с образованием CO₃ гидроксометалла (II), выделением CO₂, и образованием соли щелочного металла.

Процесс гидролиза зависит от концентрации соли, природы электролита и температуры:

1. Концентрация. С уменьшением концентрации степень гидролиза возрастает, т.к. увеличивается число молекул воды, приходящихся на 1 гидрализующийся ион.

2. Природа электролита. Чем слабее электролит, образующий данную соль, тем выше степень гидролиза.

3. Температура. Процесс гидролиза – эндотермический. В соответствии с принципом Ле-Шателье с возрастанием температуры выход продукта эндотермических реакций возрастает.

Окислительно-восстановительные реакции.

ОВР – реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов элементов веществ, участвующих в реакции.

Вещества, атомы элементов которых отдают электроны, называются восстановителем.

Вещества, атомы элементов которых принимают электроны – окислители.

3 Типа ОВР:

1) Межмолекулярные реакции;

2) Внутримолекулярные реакции;

3) Реакции самовосстановления и самоокисления. ;

Способ уравнивания ОВР – метод полуреакций, метод ионно-электронного баланса.

Метод ионно-электронного баланса.

1. Знать исходные и конечные вещества;

2. Расставить степени окисления атомов элементов веществ;

3. Исходя из степени окисления, найти окислитель и восстановитель;

4. Написать схемы электронного баланса. Исходя из равенства отданных и принятых элементов, определить коэффициенты уравнения;

5. Расставить коэффициенты перед оставшимися веществами;

6. Проверить правильность коэффициентов по одному из элементов.

Метод полуреакций.

Связывание кислорода окислителем в кислой определяется за счет протонов с образованием молекул воды, а в щелочной и нейтральной среде за счет гидроксидов с образованием молекул воды.

Присоединение кислорода восстановителем в кислой и нейтральной среде осуществляется за счет молекул воды с образованием протонов, а в щелочной среде за счет гидроксид ионов с получением молекул воды.

Метод ионно-электронного баланса применим к реакциям в водных растворах.

Метод электронного баланса – универсален.

Важнейшие окислители.

1. Простые вещества, находящиеся в периодической системе в 7 группе главной подгруппы – галогены: кислород, азот, сера, фосфор и др.

2. Г₂+2e=2Г^-

3. Ионоводороды в растворах разбавленных кислот при взаимодействии с активными металлами.

4. Ионы металлов в высшей степени окисления

5. и её соли, кислород содержащие кислоты, марганаты, хроматы, 1) активные металлы: Zn, Mg, Ca …

2) неактивные металлы

3) Al, Fe, Cr – пассивация

4) неметаллы

Азотсодержащая кислота: При взаимодействии А.К. с любым восстановителем никогда не выделяется кислород. !!!

Результаты ОВР часто зависят от характера среды, рассмотрим на примере перманганатов (KMnO₄)

Если окислителем выступает кислородсодержащие кислоты и соль Cr и Br, то восстановление галогенов идет до степени окисления -1.

В случае кислородсодержащих кислот йода и их солей, восстановление идет до 0-ой степени

Некоторые вещества, атомы которых находятся в промежуточной степени окисленности: и другие вещества, могут проявлять окислительно-восстановительную двойственность:

В присутствии сильных окислителей проявляются свойства восстановителей и наоборот.

Пример двойственности: