Степень гидролиза соли определяется следующими факторами

1. Так как гидролиз процесс эндотермический, то повышение температуры усиливает гидролиз.

2. Чем слабее кислота и/или основание, образующиеся при гидролизе, тем выше степень гидролиза их солей.

3. Чем меньше молярная концентрация соли, тем степень гидролиза выше, т.е. с разбавлением гидролиз усиливается.

4. По принципу Ле-Шателье добавление продуктов гидролиза его подавляет.

Буферный раствор - это раствор, содержащий равновесную систему, способную поддерживать практически постоянное значение рН при разбавлении или при добавлении небольших количеств кислоты или щелочи. Буферные растворы обладают амфотерными свойствами, взаимодействуют с сильными кислотами и основаниями. Их характеризуют рабочей областью рH и буферной емкостью.

Контрольные вопросы

1. Гидролиз: определения, основные понятия.

2. Типы гидролиза солей, примеры, реакции.

3. Константа гидролиза. Степень гидролиза.

4. Факторы, влияющие на степень гидролиза.

5. Расчет рН растворов солей.

6. Буферные растворы.

Рекомендуемая литература

1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов / Н.Л. Глинка. - М.: КНОРУС, 2009. - с. 264 - 270.

2. Коровин Н.В. Общая химия. Учебник для технических направ. и спец. Вузов - 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - с. 234 – 238.

О.Б. Чалова

Лекция 15. Окислительно-восстановительные реакции

Ключевые слова: окислительно-восстановительные реакции (ОВР), степень окисления, окислитель, восстановитель, окисление, восстановление, метод электронного баланса, метод ионно-электронного баланса, направление протекания ОВР, электродвижущая сила (ЭДС).

Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называют реакции, протекающие с изменением степеней окисления участвующих в них элементов. Степень окисления элемента – формальный заряд, который был бы на атоме, если бы все связи в соединении были ионными. Характерные степени окисления элемента определяются конфигурацией валентного электронного слоя.

Окислитель– акцептор электронов, то есть «принимает электроны» и восстанавливается. Восстановитель является донором электронов, то есть «отдает электроны» и окисляется. В окислительно-восстановительных реакциях восстановитель переходит в соответствующую окисленную форму, и наоборот, окислитель – в соответствующую восстановленную форму. Каждый из реагентов со своим продуктом образует сопряженную окислительно-восстановительную пару.

Окисление – процесс, в котором степень окисления элемента повышается вследствие отдачи электронов. Восстановление – процесс, в котором степень окисления элемента понижается вследствие присоединения электронов. Процессы окисления и восстановления протекают одновременно.

Окислительно-восстановительные реакции подразделяют на межмолекулярные, внутримолекулярные, диспропорционирования (или самоокисления-самовосстановления), конпропорционирования.

В уравнениях окислительно-восстановительных реакций должен быть отражен «электронный» и «материальный» баланс. Электронный баланс: число электронов, «отданных» восстановителем, должно быть равно числу электронов, «принятых» окислителем. Материальный баланс: число атомов одного элемента в левой и правой части уравнения должно быть одинаковым.

Метод электронного баланса применяют для составления уравнений реакций ОВР любого типа. Он включает определение степеней окисления элементов, наименьшего общего кратного числа «отданных» восстановителем и «принятых» окислителем электронов, определение коэффициентов электронного баланса:

K₂Cr₂O₇+ 6KI + 7H₂SO₄→ Cr₂(SO₄)₃+ 3I₂+ 4K₂SO₄+ 7H₂O

Сr⁺⁶ + 3e → Cr⁺³ 1

I^– – 1e → I^o 3

Метод ионно-электронного баланса применяют для составления уравнений ОВР, протекающих в водных растворах с учетом диссоциации сильных хорошо растворимых электролитов на ионы. Он включает составление полуреакций окисления и восстановления. Причем материальный баланс подбирается с использованием частиц H₂O и H⁺ - для реакций в кислой среде и частиц H₂O и OH^– - для реакций в щелочной среде.

MnO₄^–+ 8H⁺+ 5e → Mn²⁺+ 4H₂O 2 (процесс восстановления)

SO₃^2–+ H₂O – 2e → SO₄^2–+ 2H⁺ 5 (процесс окисления)

Далее определяют заряд каждой из систем до и после превращения; рассчитывают число «отданных» восстановителем и «принятых» окислителем электронов и определяют коэффициенты электронного баланса; проводят сложение полуреакций окисления и восстановления, умноженных на соответствующие коэффициенты электронного баланса и «приведение подобных членов». В итоге получают краткое ионное уравнение:

2MnO₄^–+ 6H⁺+ 5SO₃^2–→2Mn²⁺+ 5SO₄^2–+ 3H₂O (краткое ионное уравнение)

Коэффициенты, полученные в кратком ионном уравнении, переносятся в молекулярное уравнение (с учетом состава соединений):

2KMnO₄+ 3H₂SO₄+ 5Na₂SO₃→ 2MnSO₄+ 5Na₂SO₄+ 3H₂O + K₂SO₄

Определяют коэффициенты перед элементами, не участвовавшими в ОВР (например, К).

Свойства сопряженной окислительно-восстановительной пары характеризует окислительно-восстановительный потенциал(φ_{ок./вос.}, В).

Окислительно-восстановительная реакция протекает самопроизвольно, если изменение свободной энергии Гиббса (∆G) отрицательно: ∆G < 0. Для окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водной среде, изменение свободной энергии Гиббса связано со значениями окислительно-восстановительных потенциалов соотношением:

∆ G = -nF (φ_ок- φ_вос) < 0, где n - число электронов, F - постоянная Фарадея [Кул/моль], φ_ок и φ_вос – окислительно-восстановительные потенциалы (В) системы окислителя и восстановителя, соответственно. Разность окислительно-восстановительных потенциалов окислителя и восстановителяназывают электродвижущей силой реакции (ЭДС) и измеряют в Вольт. Таким образом, ОВР между данным окислителем и данным восстановителем протекает самопроизвольно в прямом направлении, если ЭДС положительна: ЭДС = [φ_ок– φ_вос] > 0 или φ_ок> φ_вос.