Повышение температуры вызывает усиление гидролиза

Процесс гидролиза проходит полнее при разбавлении раствора, так как увеличивается концентрация воды.

Степень гидролиза – это отношение числа молекул, подвергшихся гидролизу (N) к общему числу молекул в растворе (N ₀):

Если соль образована слабым основанием

Если соль образована слабым основанием и слабой кислотой

Из приведенных формул следует, что чем слабее электролит, образовавший соль, тем больше значение константы гидролиза и тем глубже протекает процесс гидролиза.

Необратимому гидролизу подвергаются солеобразные бинарные соединения металлов (карбиды, нитриды и др.), а также некоторые галогениды металлов и неметаллов.

Вопрос №25 Окислительно-восстановительные реакции. Степень окисления элемента. Окислитель и восстановитель. Процессы окисления и восстановления. Приведите примеры типичных окислителей и восстановителей. Какие процессы представляют собой процессы окисления, а какие восстановления:

S^-2 →S⁰ Cr₂O₇^2- → Cr⁺³Mg⁰→ Mg⁺² O₂+2H₂O → 4OH^-

Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов элементов, входящих в состав молекул реагирующих веществ:

степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, возникающий исходя из предположения, что электроны не смещены, а полностью отданы атому более электроотрицательного элемента.

Процесс окисления – это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом; при этом степень окисления увеличивается, а вещество является восстановителем:

– 2ē ® 2H⁺ процесс окисления,

Fe⁺² – ē ® Fe⁺³ процесс окисления,

2J^– – 2ē ® процесс окисления.

Процесс восстановления – это процесс присоединения электронов, при этом степень окисления уменьшается, а вещество является окислителем:

+ 4ē ® 2O^–2 процесс восстановления,

Mn⁺⁷ + 5ē ® Mn⁺² процесс восстановления,

Cu⁺² +2ē ® Cu⁰ процесс восстановления.

Окислитель – вещество, которое принимает электроны и при этом восстанавливается (степень окисления элемента понижается).

Восстановитель – вещество, которое отдает электроны и при этом окисляется (степень окисления элемента понижается).

Типичными восстановителями являются:

· некоторые простые вещества:металлы: например, Na, Mg, Zn, Al, Fe;неметаллы: например, H₂, C, S;

· некоторые сложные вещества: например, сероводород (H₂S) и сульфиды (Na₂S), сульфиты (Na₂SO₃), галогеноводороды (HJ, HBr, HCI)

· катионы металлов в низших степенях окисления: например, SnCl₂, FeCl₂, · катод при электролизе.

Типичными окислителями являются:

· некоторые простые вещества – неметаллы: например,галогены (F₂, CI₂, Br₂, I₂), халькогены (О₂, О₃, S);· некоторые сложные вещества: азотная кислота

· анод при электролизе.

Вопрос № 26 Классификация окислительно-восстановительных реакций. Приведите примеры реакций каждого типа. Составьте уравнения соответствующих реакций с помощью метода электронного баланса.

Вопрос №27 Характер взаимодействия металлов с водой, растворами солей, щелочей и кислот. Особенности взаимодействия металлов с концентрированной серной кислотой и азотной кислотой. Как реагирует железо с сильно разбавленной, разбавленной и концентрированной азотной кислотой? Составьте уравнения соответствующих реакций.

1)Взаимодействие кислот с металлами есть окислительно-восстановительный процесс. Окислителем является ион водорода, который принимает ионы от металла.

2)Взаимодействие металлов с растворами солей менее активных металлов можно иллюстрировать примером действия железа на раствор сульфата меди. В этом случае происходит отрыв электронов от атомов более активного металла (железа) и присоединение их ионами менее активного (меди).

3) Активные металлы взаимодействуют с водой,которая выступает в роли окислителя.

При взаимодействии металлов с концентрированной серной кислотой следует иметь в виду, что окислителем является сульфат-анион SO₄^2–. А не ион Н⁺, Так, в случае неактивного металла (Е_о>–0,5 В) сера восстанавливается до +4 (SO₂), а в случае активного металла (Е_о< –0,5 В) сера восстанавливается до 0 (S) или –2 (H₂S).

. Реакция концентрированной серной кислоты с цинком. Так как для цинка Е_о=–0,763 В, значит, сульфат–анион SO₄^2– способен восстанавливаться до H₂S.

Реакция будет протекать по схеме:

Fe + H₂SO₄^2– → FeSO₄ + H₂S + H₂O,:

Fe–2e→Fe²⁺процесс окисления, восстановитель

S⁺⁶ +8e→ S^-2процесс восстановления, окислитель

Взаимодействие металлов с разбавленной и концентрированной азотной кислотой. В азотной кислоте окислителем является нитрат – анион NO₃^–. Характерная особенность азотной кислоты состоит в том, что при её действии на металлы обычно не происходит выделения газообразного водорода. При восстановлении нитрат –аниона степень окисления азота уменьшается с +5 до +4, +3, +2, +1, 0, или даже –3. При этом образуются различные оксиды азота или нитрат аммония. Степень окисления азота также зависит от концентрации кислоты и активности металла.

Вопрос №28 Возникновение скачка потенциала на границе металл - раствор соли металла. Стандартный электродный потенциал. Ряд стандартных электронных потенциалов металлов. Какие выводы можно сделать исходя из положения металла в ряду?

На границе раздела фаз возникает скачок электрического потенциала. Возникновение скачка потенциала вызывается различными причинами, зависящими от природы контактирующих материалов. Главной причиной является обмен заряженными частицами, в результате которого создается избыток носителей электричества данного знака по одну сторону и их недостаток по другую сторону границы раздела. Обмен заряженными частицами приводит к возникновению двойного электрического слоя. Двойной электрический слой подобен заряженному конденсатору с определенной разностью потенциалов между обкладками.