Гидролиз солей

1.3 Гидролиз солей

 

Гидролиз солей – обменная реакция некоторых солей с водой, в результате такой реакции происходит смещение равновесия диссоциации воды.

Вода в незначительной мере диссоциирует на ионы:

Н₂ОóН⁺ + ОНˉ

Произведение равновесных концентраций ионов Н⁺ и ОНˉ называется ионным произведением воды K_w. При стандартных условиях оно составляет величину 10ˉ¹⁴.

В нейтральном растворе [Н⁺]=[ОНˉ]= 10ˉ⁷моль/л.

Рассмотрим взаимодействие анионов с водой. Анионы, образовавшиеся при диссоциации солей и способные к связыванию с ионами Н⁺, вызывают смещение равновесия диссоциации воды, так как они взаимодействуют с молекулами воды. Например:

СО₃²ˉ+Н₂О óНСО₃ˉ+ОНˉ

В растворе остается избыток гидроксид-анионов ОНˉ, в этом случае среда будет щелочной (рН>7).

Рассмотрим процесс взаимодействия катионов с молекулами воды. Катионы, образовавшиеся при диссоциации солей и способные к связыванию с ионами ОНˉ, вызывают смещение равновесия диссоциации воды, так как они взаимодействуют с молекулами воды:

А1³⁺+Н₂ОóА1ОН²⁺+Н⁺

В растворе остается избыток катионов водорода Н⁺ (точнее, катионов гидроксония), в этом случае среда будет кислой (рН<7).

При наличии в растворе многозарядных ионов (2+, 3+, 2 – .3-) гидролиз происходит ступенчато. При этом надо учитывать, что гидролиз при обычных условиях в достаточной мере осуществляется только по первой ступени, а по второй, третьей ступени – в очень незначительной степени.

Соли сильного основания и сильной кислоты гидролизу не подвергаются, так как нет связывания ионов, не происходит образования слабых электролитов. В этом случае реакция среды в растворе – нейтральная.

Соли слабого основания и сильной кислоты подвергаются гидролизу по катиону, реакция среды в растворе, в таком случае, кислая.

Гидролиз соли сильного основания и слабой кислоты происходит по аниону, реакция среды в растворе – щелочная.

Гидролиз соли слабого основания и слабой кислоты происходит как по аниону, так и по катиону. Реакция среды в этом случае зависит от соотношения констант диссоциации соответствующих основания и кислоты.

Усилить гидролиз можно разбавлением раствора, нагреванием системы.

2. Химические реакции

 

Химические реакции (химические явления) – это процессы, в результате которых одни вещества превращаются в другие.

Признаками осуществления химических реакций являются:

– изменение цвета;

– выделение газа;

– выпадение или растворение осадка;

– появление или исчезновение запаха;

– выделение тепла и света.

Перечисленные признаки реакций можно обнаружить непосредственно в ходе визуального наблюдения. Существуют и другие признаки осуществления реакций, которые нельзя заметить визуально, но можно обнаружить с помощью приборов.

Некоторые реакции можно осуществить только при определенных условиях: при нагревании, при освещении, при повышенном давлении, при наличии определенных веществ, способствующих осуществлению реакции – катализаторов.

В ходе химических реакций соблюдается закон сохранения массы: масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

Стехиометрия реакции – соотношение между количествами вступающих в реакцию реагентов и образующихся в результате реакции продуктов реакции.

Если а моль вещества А реагирует с b моль вещества В, а в результате реакции образуется х моль вещества Х и z моль вещества Z, то уравнение

 

a A + b B = x X + z Z

называется химическим уравнением данной реакции, а числа a, b, x, z называются стехиометрическими коэффициентами.

2.2 Классификация реакций

В зависимости от разных критериев химические реакции классифицируют на несколько типов. Так, по количеству и составу реагирующих веществ и продуктов в неорганической химии различают реакции:

соединения – реакции, в ходе которых из нескольких простых или сложных веществ образуется сложное. Например:

СаО + Н₂О = Са(ОН)₂

 

разложения – реакции, в ходе которых в результате взаимодействия простого и сложного вещества образуется несколько других простых и сложных. Например:

СаСО₃ = СаО + СО₂↑

 

замещения – реакции, в ходе которых в результате взаимодействия простого и сложного вещества образуется другое простое и другое сложное вещество. Например:

2Al = 3CuCl₂ = 2AlCl₃ + 3Cu

 

обмена – реакции, в ходе которых в результате взаимодействия двух сложных веществ образуется два других сложных вещества. Например:

NaCl + AgNO₃ = AgCl↓ + NaNO₃

По тепловому эффекту реакции могут быть экзо- и эндотермическими.

Тепловой эффект химической реакции – количество теплоты, которое выделяется или поглощается в результате реакций между определенными количествами реагентов.

Экзотермические реакции – реакции, в ходе которых происходит выделение теплоты, эндотермические реакции осуществляются с поглощением теплоты.

По признаку изменения степеней окисления реакции могут относиться к окислительно-восстановительным, а могут не являться таковыми; по признаку обратимости – обратимыми и необратимыми.

В ходе огромного множества химических реакций происходит переход электронов от одних веществ к другим. Такие реакции называют окислительно-восстановительными. Формальным признаком таких реакций является изменение степеней окисления элементов.

Степень окисления соответствует заряду, который возник бы на аотме даннго элемента в химическом соединении, если предположить, что все электронные пары, за счет которых этот атом связан с другими атомами, полностью сместились к атомам элементов с большей электроотрицательностью.

Степень окисления элемента в простом веществе равна нулю. В сложном соединении алгебраическая сумма степеней окисления каждого из атомов равна нулю, в случае сложного иона – заряду иона.

Постоянные степени окисления в сложных веществах имеют следующие элементы:

+1 все элементы IA группы (Li, Na, K, Rb, Cs), почти всегда Ag

+2 все элементы II группы (кроме ртути)

+3 алюминий

-1 фтор

-2 кислород (за исключением: фторидов кислорода OF₂ и O₂F₂, в которых его степень окисления положительна; пероксидов, в которых она равна -1 (Н₂О₂); супероксидов КО₂ и т.п.).

Водород в бинарных[4] соединениях с неметаллами имеет степень окисления +1, а в соединениях с металлами -1.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – реакции, в ходе которых изменяются степени окисления элементов вследствие перехода электронов от восстановителя к окислителю.

Окислитель – вещество, молекулы или ионы которого принимают электроны.

Восстановитель – вещество, молекулы или ионы которого отдают электроны.

Окислителем и восстановителем могут также называть элементы, атомы которых отдают или принимают электроны. Если элемент является окислителем – его степень окисления понижается; если элемент является восстановителем – его степень окисления повышается.

Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, степень окисления элемента повышается.

Восстановление – процесс приема электронов атомом, молекулой или ионом, степень окисления элемента понижается.

Классификация окислительно-восстановительных реакций.

Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции – реакции, в которых окислителем и восстановителем являются разные вещества.

Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции – реакции, в которых элемент-окислитель и элемент-восстановитель находятся в одном веществе, но окислитель и восстановитель разные элементы.

Диспропорционирование – реакция, в которой окислителем и восстановителем является один и тот же элемент, в одной и той же степени окисления.

Конпропорционирование – реакция, в которой окислителем и восстановителем является один и то же элемент в разных степенях окисления.

Окислители и восстановители

Среди простых веществ окислительные свойства характерны для типичных неметаллов (F₂, Cl₂, Br₂, I₂, O₂, O₃,). Галогены, выступая в роли окислителей, приобретают степень окисления -1, причем от фтора к иоду окислительные свойства ослабевают. Кислород, восстанавливаясь, приобретает степень окисления -2 (Н₂О или ОНˉ).

Сложные вещества, используемые в качестве окислителей, очень часто содержат элементы в высшей степени окисления.

Среди кислородсодержащих кислот и их солей к наиболее важным окислителям относятся концентрированная серная кислота, азотная кислота и нитраты, перманганаты, хроматы и дихроматы, кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли.

Среди простых веществ к типичным восстановителям принадлежат активные металлы (щелочные и щелочноземельные, алюминий, цинк, железо и др.), а также некоторые неметаллы, такие как водород, углерод (в виде угля или кокса), фосфор, кремний. При этом в кислой среде металлы, которые образуют амфотерные гидроксиды (например, цинк, алюминий, олово), входят в состав анионов и гидроксокомплексов. Углерод чаще всего окисляется до монооксида или диоксида; фосфор, при действии сильных окислителей, окисляется до ортофосфорной кислоты.

В бескислородных кислотах и их солях носителями восстановительной функции являются анионы, которые, окисляясь, обычно образуют простые вещества. В ряду галогенид-ионов восстановительные свойства усиливаются от Clˉ к Iˉ.

Гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, содержащие ион Нˉ, проявляют восстановительные свойства, легко окисляясь до свободного водорода.

Металлы в промежуточной степени окисления, взаимодействуя с окислителями, способны повышать свою степень окисления.

Окислительно-восстановительная двойственность

Окислительно-восстановительная двойственность – способность одного и того же вещества, в зависимости от реагентов и от условий проведения реакции, выступать как в роли окислителя, так и в роли восстановителя. В таких веществах содержится элемент в промежуточной степени окисления.

Окислительно-восстановительная двойственность характерна для простых веществ – неметаллов. Например, фосфор по отношению к металлам выступает в роли окислителя. В то же время фосфор выступает в роли восстановителя по отношению к фтору, кислороду или хлору.

Азотная кислота за счет азота в высшей степени окисления +5 может выступать только в роли окислителя. В аммиаке азот в низшей степени окисления -3, и, поэтому, за счет азота, аммиак может выступать только в роли восстановителя. А в азотистой кислоте HNO₃ азот находится в промежуточной степени окисления =3. Азотистая кислота окисляется кислородом, и в этом случае азот – восстановитель. Но в реакции с сильным восстановителем, например, с иодоводородной кислотой, азотистая кислота – окислитель.