Решение.

Гидролиз сульфата меди CuSO₄ протекает по уравнению:

2CuSO₄  2HOH ⇄ (CuOH)₂SO₄  H₂SO₄

Для подавления гидролиза раствор сульфата меди следует концентрировать и хранить при низкой температуре с добавлением небольшого количества серной кислоты.

Если вещество подвергается необратимому гидролизу, то его синтез и хранение осуществляют в неводных средах или в условиях, исключающих присутствие растворителей. Например, сульфид алюминия Al₂S₃ получают только путем непосредственного взаимодействия алюминия с серой и хранят без доступа воздуха.

Задание для самостоятельной работы

1. Определить реакцию среды в растворах следующих солей: Na₂SO₄, FeCl₂, Na₂S, MnSO₄, KI, Na₂SiO₃, Ca(NO₃)₂, Na₂SO₃, Cu(NO₃)₂.

2. Написать уравнения гидролиза (в молекулярном и ионном виде) перечисленных солей: NaF, K₃PO₄, ZnCl₂, Fe(NO₃)₃, K₂S, (NH₄)₂C₂O₄, Cr₂S₃. Определить, в каких случаях гидролиз будет протекать ступенчато, а в каких необратимо.

3. Предложите способы подавления гидролиза FeCl₂ и Na₂S.

4. Можно ли получить сульфид алюминия по обменной реакции?

Глава 8. Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительными (ОВР) называются реакции, в результате которых изменяется степень окисления одного или нескольких участвующих в реакции элементов.

Окислителями называются вещества, атомы, молекулы или ионы которых способны присоединять электроны. Окислитель, присоединяя электроны, восстанавливается.

Восстановителями называются вещества, атомы, молекулы или ионы которых способны отдавать электроны. Восстановитель, отдавая электроны, окисляется.

Пример 1. Определить восстановитель и окислитель в реакции взаимодействия алюминия и кислорода.

Р

+3

2

0

0

ешение.

4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃

Алюминий отдает электроны, повышает степень окисления от 0 до +3 (окисляется) и является восстановителем. Кислород присое-диняет электроны, понижает степень окисления от 0 до 2 (восста-навливается) и является окислителем.

Оба процесса (полуреакции)  окисления и восстановления  протекают одновременно. При этом общее число электронов, отданных восстановителем, равно общему числу электронов, принятых окислителем.

8.1. Окислители и восстановители

I. Окислители.

1) типичные неметаллы: F₂, Cl₂, Вr₂, I₂, О₂;

2) кислородсодержащие кислоты и их соли, образованные метал-лами с максимальной или высокой степенью окисления: КMnО₄, К₂СrО₄, К₂Сr₂О₇; концентрированная H₂SО₄; НNO₃ и нитраты, кисло-родсодержащие кислоты галогенов (НClО, НClО₃, НClО₄, НВrО₃, НIO₃) и их соли;

3) ионы водорода (Н ) в растворах некоторых кислот (HCl, HBr, HI, разбавленной H₂SO₄) при их взаимодействии с металлами, стоящими в ряду напряжений металлов до водорода;

4) ионы металлов, находящихся в высокой степени окисления (Cu²⁺, Hg²⁺, Fe³⁺, Sn⁴⁺ и др.).

II. Восстановители.

1) простые вещества:

а) активные металлы (щелочные и щелочноземельные металлы, цинк, алюминий, железо и др.);

б) неметаллы (Н₂, С, Р, Si и др.);

2) бескислородные кислоты: HCl, HBr, HI, H₂S и их соли (восста-новительные функции выполняют анионы);

3) анионы водорода (Н^) в гидридах щелочных и щелочно-земельных металлов;

4) ионы металлов в низкой степени окисления: Sn²⁺, Fe²⁺, Cu⁺, Hg₂²⁺ и др.

У

1

0

веществ, содержащих элементы в промежуточной степени окисления (I₂, Н₂О₂, HNO₂, нитриты и др.) проявляется окислительно-восстановительная двойственность. Например:

5H₂O₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O + 5O₂

В данном случае H₂O₂ является восстановителем.

5

2

1

H₂O₂ + I₂ = 2HIO₃ + 4H₂O

Здесь H₂O₂ – окислитель.