Ћекции.ќрг


ѕоиск:




 атегории:

јстрономи€
Ѕиологи€
√еографи€
ƒругие €зыки
»нтернет
»нформатика
»стори€
 ультура
Ћитература
Ћогика
ћатематика
ћедицина
ћеханика
ќхрана труда
ѕедагогика
ѕолитика
ѕраво
ѕсихологи€
–елиги€
–иторика
—оциологи€
—порт
—троительство
“ехнологи€
“ранспорт
‘изика
‘илософи€
‘инансы
’ими€
Ёкологи€
Ёкономика
Ёлектроника

 

 

 

 


√идролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кслотой




—оли такого типа легче других подвергаютс€ гидролизу, так как ионы этих солей одновременно св€зываютс€ обоими ионами воды с образованием двух слабых электролитов. ѕри этом реакци€ гидролиза может практически идти до конца. Ќапример:

NH4CH3COO + HOH ⇄ NH4OH + CH3COOH

NH4+ + CH3COOЦ + HOH ⇄ NH4OH + CH3COOH

–еакци€ среды в этом случае определ€етс€ соотношением силы образующихс€ кислоты и основани€.

—оли, образованные сильными кислотами и сильными основани€ми, например, NaCl, гидролизу не подвергаютс€.

Na+ + ClЦ + HOH ⇄ Na+ + OHЦ + H+ + Cl+,

т.е. никаких новых продуктов не образовывалось.

√идролизу некоторых солей, образованных очень слабыми основани€ми и кислотами, €вл€етс€ необратимым процессом, например гидролиз сульфидов и карбонитов Al3+, Cr3+ и Fe3+ в растворе с сульфидами и карбонатами в осадок выпадают не сульфиды и карбонаты этих катионов, а их гидроксиды:

2AlCl3 + 3Na2S + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S + 6NaCl

2CrCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Cr(OH)3 + 3CO2 + 6NaCl

181. —оставьте ионное и молекул€рное уравнени€ совместного гидролиза, происход€щего при смешивани€ растворов  2S и —г—13.  ажда€ из вз€тых солей гидролизуетс€ необратимо до конца.

182.  акое значение рЌ (> или < 7) имеют растворы солей ћn—I2, Nа2—ќ3, Ni(Nќ3)2? —оставьте ионные и молекул€рные уравнени€ гидролиза этих солей.

183.  акие из солей јl2(SO4)3,  2S, –b(Nќ3)2,  —I подвергаютс€ гидролизу? —оставьте ионные и молекул€рные уравнени€ гидролиза соответствующих солей.

184. ѕри смешивании растворов Fe—13 и Na2—ќ3 кажда€ из вз€тых солей гидролизуетс€ необратимо до конца. ¬ыразите этот совместный гидролиз ионным и молекул€рным уравнени€ми.

185. —оставьте ионные и молекул€рные уравнени€ гидролиза солей —Ќ3—ќќ , ZnSO4, ј1(Nќ3)3.  акое значение рЌ (> или < 7) имеют растворы этих солей?

186.  акое значение рЌ (больше или меньше 7) имеют растворы солей Li2S, ј1—13, NiSO4? —оставьте ионные и молекул€рные уравнени€ гидролиза этих солей.

187. —оставьте ионные и молекул€рные уравнени€ гидролиза солей –№(Nќ3)2, Nа2—ќ3, —о—I2.  акое значение рЌ (> или < 7) имеют растворы этих солей?

188. —оставьте ионное и молекул€рное уравнени€ гидролиза соли, раствор которой имеет: а) щелочную реакцию; б) кислую реакцию.

189.  акое значение рЌ (больше или меньше 7) имеют растворы солей Nа3–ќ4,  2S, —uSO4? —оставьте ионные и молекул€рные уравнени€ гидролиза этих солей.

190. —оставьте ионные и молекул€рные уравнени€ гидролиза солей —u—I2, —s2—ќ3, Zn—I2.  акое значение рЌ (больше или меньше 7) имеют растворы этих солей?

191.  акие из солей Rb—I, —г2(SO4)3, Ni(NO3)2 подвергаютс€ гидролизу? —оставьте ионные и молекул€рные уравнени€ гидролиза соответствующих солей.

192. ѕри смешивании растворов —uSO4 и  2—ќ3 выпадает осадок основной соли (—uќЌ)2—ќ3 и выдел€етс€ —ќ2. —оставьте ионное и молекул€рное уравнени€ происход€щего гидролиза.

193. —оставьте ионные и молекул€рные уравнени€ гидролиза солей  2S, —s2—ќ3, Ni—I2, –b(—Ќ3—ќќ)2.  акое значение рЌ (> или < 7) имеют растворы этих солей?

194. ѕри смешивании растворов ј12(SO4)3 и Nа2—ќ3 кажда€ из вз€тых солей гидролизуетс€ необратимо до конца. —оставьте ионное и молекул€рное уравнени€ происход€щего совместного гидролиза.

195.  акие из солей Nа¬г, Nа2 S,  2—ќ3, —о—I2 подвергаютс€ гидролизу? —оставьте ионные и молекул€рные уравнени€ гидролиза соответствующих солей.

196.  акиеиз солей  Nќ3, —г—I3, —u(NO3)2, Nа—N подвергаютс€ гидролизу? —оставьте ионные и молекул€рные уравнени€ гидролиза соответствующих солей.

197. —оставьте ионное и молекул€рное уравнени€ совместного гидролиза, происход€щего при смешивании растворов —r(NO3)3 и Nа2S.  ажда€ и вз€тых солей гидролизуетс€ необратимо до конца.

198.  акие значение рЌ (> или < 7) имеют растворы следующих солей  3–ќ4, –b(Nќ3)2, Nа2S? —оставьте ионные и молекул€рные уравнени€ гидролиза соответствующих солей.

199.  акие из солей  2—ќ3, Fе—I3,  2SO4, Zn—I2 подвергаютс€ гидролизу? —оставьте молекул€рные и ионные уравнени€ гидролиза соответствующих солей.

200. ѕри смешивании растворов јl2(SO4)3 и Nа2S кажда€ из вз€тых солей гидролизуетс€ необратимо до конца. ¬ыразите этот совместный гидролиз ионным и молекул€рным уравнени€ми.

 

 

 ќЌ“–ќЋ№Ќќ≈ «јƒјЌ»≈ 2

 

ќ »—Ћ»“≈Ћ№ЌќЦ¬ќ——“јЌќ¬»“≈Ћ№Ќџ≈ –≈ј ÷»»

 

 

ќкислительно-восстановительными называютс€ реакции, сопровождающиес€ изменением степени окислени€ (окислительного числа) атомов, вход€щих в состав реагирующих веществ. ѕод стенанью окислени€ (п) понимают тот условный зар€д атома, который вычисл€етс€ исход€ из предположени€, что молекула состоит только из ионов. ќкисление-восстановление Ц это единый взаимосв€занный процесс. ќкисление приводит к повышению степени окислени€ восстановител€, а восстановление к ее понижению у окислител€.

ѕовышение или понижение степени окислени€ атомов отражаетс€ в электронных уравнени€х исход€ из того, что окислитель принимает электроны, а восстановитель их отдает. ѕри этом не учитываетс€, переход€т ли электроны от одного атомак другому полностью и образуютс€ ионные св€зи, или электроны только отт€гиваютс€ к более электроотрицательному атому и возникает пол€рна€ св€зь. ќ возможности того или иного вещества про€вл€ть окислительные, восстановительные или двойственные (как окислительные, так и восстановительные) свойства можно судить по степени окислени€ атомов, несущих эти функции.

јтом того или иного элемента в своей высшей степени окислени€ не может ее повысить (отдать электроны) и про€вл€ет только окислительные свойства, а в своей низшей степени окислени€ не можетее понизить (прин€ть электроны) и про€вл€ет только восстановительные свойства. јтом же элемента, имеющий промежуточную степень окислени€, может про€вл€ть как окислительные так и восстановительные свойства.

Ќапример:

N5+(ЌNќ3)S6+2 4) про€вл€ют только окислительные свойства;

N4+(NO2) S4+(SO2)

N3+(HNO2)

N2+(NO) S2+(SO) про€вл€ют окислительные и восстанови-

N1+(N2O) тельные свойства

N0(N2) S0(S2;S8)

N-1(NH2OH) S-1(H2S2)

N2-(N2H4)

N3-(NH3) S2-(H2S) про€вл€ют только восстановительные свойства

ѕри окислительно-восстановительных реакци€х валентность атомов может и не мен€тьс€. Ќапример, в окислительно-восстановительной реакции: H20 +—I20 = 2HCI валентность атомов водорода и хлора до и после реакции равна единице. »зменилась их степень окислени€. ¬алентность определ€ет число св€зей, образованных данным атомом, и поэтому знака не имеет. —тепень же окислени€ имеет тот или иной знак.

ѕример 1. »сход€ из степени окислени€ (п) азота, серы и марганца в соединени€х NЌ3, ЌNќ2, HNќ3, H2S, Ќ23, Ќ24, Mnќ2, KMnќ4 определите, какие из них могут быть только восстановител€ми, только окислител€≠ми и какие про€вл€ют как окислительные, так и восстановительные свойства.

–ешение. —тепень окислени€ n (N) в указанных соединени€х соответственно равна: Ц3 (низша€), +3 (промежуточна€), +5 (высша€); n (S) соответственно равна: Ц2 (низша€), +4 (промежуточна€). +6 (высша€); n (Mn) соответственна равна: +4, (промежуточна€), +7 (высша€). ќтсюда: NЌ3, Ќ2S - только восстановители; ЌNќ3, Ќ2SO4,  ћnќ4 Ц только окислители; ЌNќ2 ,H2SO3, MnO2 Ц окислители и восстановители.

ѕример 2. ћогут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами; а) Ќ2S и ЌI; б) H2S и H2SO3; в) Ќ2SO3 и Ќ—IO4?

–ешение. а) ќпредел€ем степень окислени€: n (S) в Ќ2S= Ц2; n (I) в ЌI= Ц1. “ак как сера и иод имеют свою низшую степень окислени€, то оба вз€тых вещества про€вл€ют только восстановительные свойства и взаимодействовать друг с другом не могут; б) n (S) в Ќ2S = Ц2 (низша€); n (S) в Ќ2SO3 = +4 (промежуточна€). —ледовательно, взаимодействие этих веществ воз≠можно, причем Ќ23 будет окислителем; в) n (S) в Ќ2SO3 = +4 (промежуточна€); n (—I) в Ќ—IO4 = +7 (высша€). ¬з€тые вещества могут взаимодействовать. Ќ23 в этом случае будет про€вл€ть уже восстановительные свойства.

ѕример 3. —оставьте уравнение окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме

–ешение. ≈сли в условии задачи даны как исходные вещества, так и продукты их взаимодействи€, то написание уравнени€ реакции сводитс€, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов.  оэффициенты определ€ют методом электронного баланса при помощи электронных уравнений. ¬ычисл€ем, как измен€ют свою степень окислени€ восстановитель и окислитель, и отражаем это в электронных уравнени€х:

 

восстановитель 5 P3+Ц2 ē = P5+ процесс окислени€;

окислитель 2 Mn7++5 ē = Mn2+ процесс восстановлени€.

 

ќбщее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которое присоедин€ет окислитель. ќбщее наименьшее кратное дл€ отданных и прин€тых электронов €вл€етс€ число 10. –азделив это число на 5, получаем коэффициент 2 дл€ окислител€ и продукта его восстановлени€, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 дл€ восстановител€ и продукта его окислени€.  оэффициенты перед веществами, атомы которых не мен€ют свою степень окислени€, наход€т подбором. ”равнение реакции будет иметь вид

2 Mnќ4 + 5Ќ3PO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5Ќ3–ќ4 + K2SO4 + 3H2O

ѕример 4. —оставьте уравнение реакции взаимодействи€ цинка с концентрированной серной кислотой, учитывай максимальное восстановление последней.

–ешение. ÷инк как любой металл про€вл€ет только восстановительные свойства. ¬ концентрированной серной кислоте окислительную функцию несет сера (+6). ћаксимальное восстановление серы означает, что она приобретает минимальную степень окислени€. ћинимальна€ степень окислени€ серы как р - элемента VI ј группы равна Ц2. ÷инк как металл II ¬ группы имеет посто€нную степень окислени€ +2. ќтражаем сказанное в электронных уравнени€х:

4 Zn0 Ц 2 ē = Zn2+

1 S6+ + 8 ē = S

—оставл€ем уравнение реакции:

4Zn + 5Ќ2SO4 = 4ZnSO4 + Ќ2S + 4Ќ2O

ѕеред Ќ2SO4 стоит коэффициент 5, а не 1, ибо четыре молекулы Ќ2SO4 идут на св€зывание четырех ионов Zn2+.

201. »сход€ из степени окислени€ хлора в соединени€х Ќ—I, Ќ—IO3 Ќ—IO4, определите, какое из них €вл€етс€ только окислителем, только восстановителем и какое может про€вл€ть как окислительные, так и восстановительные свойства. ѕочему? Ќа основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме

 ¬r +  Brќ3 + Ќ24 Ѓ ¬r2 +  2 SO4 + H2O.

202. –еакции выражаютс€ схемами:

– + ЌIO3 + Ќ2O Ѓ Ќ3–ќ4 + ЌI

Ќ2S + —I22O Ѓ Ќ2SO4 + Ќ—I

—оставьте электронные уравнени€. –асставьте коэффициенты в уравнени€х реакций. ƒл€ каждой реакции укажите, какое вещество €вл€етс€ окислителем, какое восстановителем; какое вещество окисл€етс€, какое Ц восстанавливаетс€.

203. —оставьте электронные уравнени€ и укажите, какой процесс Ц окисление или восстановление Ц происходит при следующих превращени€х:

јsЃ As5+; N3+ Ѓ N; SЃ S0.

Ќа основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме

Na2SO3 +  Mnќ4 + Ќ2O Ѓ Nа2SO4 + ћnќ2 +  ќЌ

204. »сход€ из степени окислени€ фосфора в соединени€х –Ќ3, Ќ3–O4, Ќ3–ќ3 определите, какое из них €вл€етс€ только окислителем, только восстановителем и какое может про€вл€ть как окислительные, так и восстановительные свойства. ѕочему? Ќа основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме –bS + ЌNќ3 Ѓ S + + –b(Nќ3)2 + NO2 + Ќ2O.

205*.  Mnќ4 + Nа2SO3 +  ќЌ Ѓ  2ћnќ4 + Nа2SO4, + Ќ2ќ

P + ЌNќ32O Ѓ Ќ34 + NO

206. —оставьте электронные уравнени€ и укажите, какой процесс Ц окисление или восстановление Ц происходит при следующих превращени€х: ћn6+Ѓ Mn2+; CI5+ Ѓ CIЦ ; NЃ N5+. Ќа основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме —u2O+ЌNO3Ѓ—u(Nќ3)2 +NO+Ќ2ќ

207*. ЌNO3 + —а Ѓ NЌ43 + —а(NO3)2 + Ќ2ќ

 2S +  MnO4 + Ќ2SO4 Ѓ S +  2SO4 + ћnSO4 + Ќ2O

208. »сход€ из степени окислени€ хрома, йода и серы в соединени€х  2—r2ќ7,  I и Ќ23 определите, какое из них €вл€етс€ только окислителем, только восстановителем и какое может про€вл€ть как окислительные, так и восстановительные свойства. ѕочему? Ќа основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:

NaCгќ2 + –bќ2 + NаќЌ ЃNa2Crќ4 + Nа2Pbќ2 + Ќ2ќ

209*. Ќ2S + —I2 + Ќ2O Ѓ Ќ2SO4 + Ќ—I

 2Cr2ќ7 + Ќ2S + Ќ24 Ѓ S + —г2 (SO4)3 + K2SO4 + H2O

210*. KClO3 + Na2SO3 Ѓ KCl + Na2SO4

KMnO4 + HBr Ѓ Br2 + KBr + MnBr2 + H2O

211*. P + HClO3 + H2O Ѓ H3PO4 + HCl

H3AsO3 + KMnO4 + H2SO4 Ѓ H3AsO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

212*. NaCrO2 + Br2 + NaOH Ѓ 2Na2CrO4 + NaBr + H2O

FeS + HNO3 Ѓ Fe(NO3)2 + S + NO + H2O

213*. HNO3 + Zn Ѓ N2O + Zn(NO3)2 + H2O

FeSO4 + KClO3 + H2SO4 Ѓ Fe2(SO4)3 + KCl + H2O

214*. K2Cr2O7 + HCl Ѓ Cl2 + CrCl3 + KCl + H2O

Au + HNO3 + HCl Ѓ AuCl3 + NO + H2O

215. ћогут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) NH3 и KMnO4; б) HNO2 и HI; в) Ќ—l и H2Se? ѕочему? Ќа основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме

KMnO4 + KNO2 + H2SO4 Ѓ MnSO4 + KNO3 + K2SO4 + H2O

216*. HCl + CrO3 Ѓ Cl2 + CrCl3 + H2O

Cd + KMnO4 + H2SO4 Ѓ CdSO4 + K2SO4 + MnSO4 + H2O

217*. I2 + NaOH Ѓ NaOI + NaI

MnSO4 + PbO2 + HNO3 Ѓ HMnO4 + Pb(NO3)2 + PbSO4 + H2O

218*. H2SO3 + HClO3 Ѓ H2SO4 + HCl

FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4 Ѓ Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

219*. I2 + Cl2 + H2O Ѓ HIO3 + HCl

FeCO3 + KMnO4 + H2SO4 Ѓ Fe2(SO4)3 + CO2 + MnSO4 +  2SO4 + H2O

220. ћогут ли происходить окислительно-восстанови≠тельные реакции между веществами: а) –Ќ3 и Ќ¬r; б) K2Cr2O7 и H3PO3; в) HNO3 и H2S? Ќа основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей посхеме AsH3 + HNO3 Ѓ H3AsO4 + NO2 + H2O

 

ЁЋ≈ “–ќƒЌџ≈ ѕќ“≈Ќ÷»јЋџ » ЁЋ≈ “–ќƒ¬»∆”ў»≈ —»Ћџ*

 

≈сли металлическую пластинку опустить в воду, то расположенные на ее поверхности катионы металла будут гидратироватьс€ пол€рными молекулами воды и переходить в жидкость. ѕри этом электроны, в избытке остающиес€ в металле, заражают его поверхностный слой отрицательно. ¬озникает электростатическое прит€жение между перешедшими в жидкость гидратированными катионами и поверхностью металла. ¬ результате этого в системе устанавливаетс€ подвижное равновесие:

Me + m H2O=Me(H2O) n + m + neЦ

в растворе на металле

где n - число электронов, принимающих участие в процессе. Ќа границе металл - жидкость возникает двойной, электрический слой, характеризующийс€ определенным скачком потенциала Ч электродным потенциалом. јбсо≠лютные значени€ электродных потенциалов измерить не удаетс€. Ёлектродные потенциалы завис€т от р€да факторов (природы металла, концентрации, температуры и др.). ѕоэтому обычно определ€ют относительные электродные потенциалы в определенных услови€х, называемых стандартными электродными потенциалами ( ∞).

—тандартным электродным потенциалом металла называют его электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор собственного иона с концентрацией или активностью, равной 1 моль, измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом, потенциал которого при 25∞ условно принимаетс€ равным нулю ( ∞ = 0; D G 0 = 0).

–асполага€ металлы в р€д по мере возрастани€ их стандартных электродных потенциалов (≈∞), получаем так называемый У р€д напр€жений Ф.

ѕоложение того или иного металла в р€ду напр€же≠ний характеризует его восстановительную способность, а также окислительные свойства его ионов в водных растворах при стандартных услови€х. „ем меньше значение ∞, тем большими восстановительными способност€ми обладает данный металл в виде простого вещества и тем меньше окислительные способности про€вл€ют его ионы. » наоборот. Ёлектродные потенциалы измер€ют в приборах, которые получили название гальванических элементов. ќкислительно-восстановительна€ реакци€, котора€ лежит в основе работы гальванического элемента, протекает в направлении, в котором э. д. с. элемента имеет положительное значение. ¬ этом случае D G 0 < 0, так как D G 0 = - nFE 0.

ѕример 1. —тандартный электродный потенциал ни≠кел€ больше, чем у кобальта (табл. 4). »зменитс€ ли это соотношение, если измерить потенциал никел€ в растворе его ионов с концентрацией 0,001 моль/л, а кобальта Ц 0,1 моль/л?

–ешение. Ёлектродный потенциал металла (≈) зависит от концентрации его ионов в растворе. Ёта зависимость выражаетс€ уравнением Ќернста:

где '∞ - стандартный электродный потенциал; п- число электронов, принимающих участие в процессе; - концентраци€ (при точных вычислени€х Ц активность) гидратированных ионов металла в растворе, моль/л. ∞ дл€ никел€ и кобальта соответственно равны -0,25 и -0,277 ¬, ќпределим электродные потенциалыэтих металлов при данных в условии концентраци€х:

(Ni2+/Ni)= -0,25 + (0,058/2)lg10Ц3 = -0,337 B,

(Co2+/Co)= -0,277 + (0,058/2)lg10Ц1 = -0,306 B.

“аким образом, при изменившейс€ концентрации потенциал кобальта стал больше потенциала никел€.

“аблица 4





ѕоделитьс€ с друзь€ми:


ƒата добавлени€: 2015-11-05; ћы поможем в написании ваших работ!; просмотров: 650 | Ќарушение авторских прав


ѕоиск на сайте:

Ћучшие изречени€:

Ќасто€ща€ ответственность бывает только личной. © ‘азиль »скандер
==> читать все изречени€...

1308 - | 1126 -


© 2015-2024 lektsii.org -  онтакты - ѕоследнее добавление

√ен: 0.053 с.