Материал: Курс общей химии. Спиридонов Б.А

В уравнениях ионных реакций формулы сильных электролитов записывают в диссоциированном виде, слабых – в недиссоциированном.

Образование осадков.

AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3

Ag+ + Cl- → AgCl

Данные о растворимости соединений приведены в таблице растворимости.

Образование газов.

Na2S + H2SO4 = H2S + Na2SO4

2Na+ + S2- + 2H+ + SO 24 = H2S + 2Na+ + SO 24

S2- + 2H+ = H2S

Образование слабых электролитов.

а) образование воды:

NaOH + HCl NaCl + H2O

OH- + H+ H2O

б) образование слабого основания:

NH4Cl + KOH = NH4OH + KCl

NH4+ + OH- = NH4OH

в) образование слабой кислоты:

CH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl

CH3COO- + H+ = CH3COOH

Образование комплексного иона.

Комплексный анион. HgI2↓ + 2KI = K2 +1[HgI4]2-

213

Комплексный катион. CuSO4 ·5H2O + 4NH3 = [Cu (NH3)4]2+ SO 24 + 5H2O.

Гидролизом солей называют реакции обмена между водой и растворенными в ней солями, сопровождающиеся изменением pH среды.

Процесс гидролиза количественно может быть охаракте-

ризован константой гидролиза Kг и степенью гидролиза h.

Пусть соль MА подвергается гидролизу. Тогда в соответствии с законом действующих масс: MА + H2O → HA + MOH - q

Этому уравнению соответствует константа

K = [HA][MOH ] [MA][H 2O]

[H2O] – величина постоянная и тогда

[H2O] ∙ K = [HA][MOH ] = Kг

[MA]

Kг – характеризует способность соли подвергаться гидролизу: чем больше Kг, тем в большей степени протекает гидролиз.

Степень гидролиза – отношение количества молекул соли подвергшихся гидролизу к общему количеству молекул соли в растворе. Степень гидролиза связана с константой гидролиза и она тем больше, чем больше Kг. Зависит h и от разбавления и от температуры. Чем больше разбавление, и чем больше температура, тем выше степень гидролиза.

В зависимости от силы кислоты и основания образующиеся соли можно разделить на четыре типа соли образованные:

а) сильным основанием и сильной кислотой;

б) сильной кислотой и слабым основанием (ZnCl2); в) сильным основанием и слабой кислотой (K2CO3);

214

г) слабым основанием и слабой кислотой Al2 (CO3)3.

Соли первого типа (а) гидролизу не подвергаются, т.к. при их взаимодействии с водой не могут быть получены слабые электролиты.

В системе H2O H+ + OH- равновесие не нарушается и поэтому pH таких солей равно 7.

Гидролиз солей остальных трех типов является, как правило, процессом обратимым. Соли образованные многоосновными кислотами или многокислотными основаниями, гидролизуются ступенчато, переходя в первой фазе в кислые или основные соли.

б) – тип ZnCl2.

I ст. ZnCl2 + HOH Zn (OH) Cl + HCl

Zn2+ + 2Cl- + HOH Zn (OH)+ + Cl- + H+ + Cl-

Реакции pH раствора определяются относительной силой образующихся оснований и кислот.

215

Глава 8. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

8.1.Общие понятия об окислительновосстановительных реакциях

Химические реакции классифицируются по различным признакам:

1)числу и составу исходных и образующихся веществ (реакции разложения, соединения, замещения, обмена);

2)тепловому эффекту (экзо - и эндотермические реак-

ции);

3)изменению окислительного числа (О.Ч.) атомов, входящих в состав реагирующих веществ (окислительновосстановительные реакции).

Большое значение в химической теории и практике имеют окислительно-восстановительные реакции. Они чрезвычайно распространены в природе (дыхание, усвоение двуокиси углерода растениями, гниение, коррозия металлов и др.) и играют важную роль в практической деятельности человека (извлечение металлов и неметаллов из руд, использование химических источников тока и борьба с коррозией, производство химических и других продуктов и т.д.).

Первоначально со времени Лавуазье окисление рассматривалось как реакция присоединения кислорода к какому-либо веществу. Противоположный процесс - отнятие кислорода от вещества - называли реакцией восстановления. Развитие электронной теории строения атомов и химической связи дало возможность широко обобщить представления об окислительновосстановительных реакциях.

С современной точки зрения окислительно-восстано- вительными реакциями называются такие, в которых происходит переход электронов от одних реагирующих атомов к другим, что сопровождается соответствующим изменением степени их окисления.

216

Под степенью окисления элемента в соединении понимают условный заряд иона, вычисленный из предположения, что электронные пары полностью смещены к наиболее электроотрицательному элементу. Числовое выражение степени окисления называется окислительным числом (О.Ч.).

Окислительные числа атомов могут иметь положительное значение (определяемое числом смещенных от атома данного элемента электронных пар), отрицательное (определяемое числом притянутых электронных пар) и нулевое (смещение электронных пар не происходит).

Окислительное число может быть определено для каждого атома в любом веществе, для чего нужно руководствоваться следующими правилами:

1.В любых элементарных веществах О.Ч. равно нулю.

2.О.Ч. элементарных ионов в веществах равны электрическим зарядам этих ионов.

3.Алгебраическая сумма окислительных чисел всех атомов любого соединения равна нулю. Например, в соединениях

Na2S, Na2SO3 и Na2SO4 О.Ч. серы соответственно равно

-2, +4, +6.

4. Щелочные металлы в соединении всегда имеют постоянное О.Ч. (+1), щелочно-земельные - +2. Окислительное число кислорода в соединении равно -2 (за исключением пероксидов, где О.Ч. кислорода равно -1, фторида кислорода OF2, где ОЧ равно +2). Водород имеет О.Ч. равное +1, кроме солеобразующих гидридов, в которых у водорода О.Ч. равно -1, например, в NaH.

Формально можно считать, что окислительное число равно валентности иона, если принять, что все связи в молекуле носят ионный характер. Однако следует помнить, что ОЧ и валентность понятия не тождественные. Так, в молекулах Н2 и Сl2 ОЧ равно 0, а ковалентность равна 1 (один непарный электрон участвует в образовании связи - одной ковалентной пары). В углеводородах О.Ч. углерода равно 0, например в СН2О,

217