Реакции без и с изменением степени окисления. Б. Реакции, протекающие с изменением степеней окисле­ния химических элементов (окислительно-восстановительные реакции) Реакция соединения без изменения степени окисления

По этому признаку различают окислительно-восстановительные реакции и реакции, протекающие без изменения степеней окисления химических элементов.

К ним относится множество реакций, в том числе все реакции замещения, а также те реакции соединения и разложения, в которых участвует хотя бы одно простое вещество, например:

Как вы помните, коэффициенты в сложных окислительно-восстановительных реакциях расставляют, используя метод электронного баланса:

В органической химии ярким примером окислительно-восстановительных реакций могут служить свойства альдегидов.

1. Они восстанавливаются в соответствующие спирты:

2. Альдегиды окисляются в соответствующие кислоты:

Сущность всех приведенных выше примеров окислительно-восстановительных реакций была представлена с помощью хорошо известного вам метода электронного баланса. Он основан на сравнении степеней окисления атомов в реагентах и продуктах реакции и на балансировании числа электронов в процессах окисления и восстановления. Этот метод применяют для составления уравнений реакций, протекающих в любых фазах. Этим он универсален и удобен. Но в то же время он имеет серьезный недостаток - при выражении сущности окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворах, указываются частицы, которые реально не существуют.

В этом случае удобнее использовать другой метод - метод полуреакций. Он основан на составлении ионноэлектронных уравнений для процессов окисления и восстановления с учетом реально существующих частиц и последующем суммировании их в общее уравнение. В этом методе не используют понятие «степень окисления», а продукты определяются при выводе уравнения реакции.

Продемонстрируем этот метод на примере: составим уравнение окислительно-восстановительной реакции цинка с концентрированной азотной кислотой.

1. Записываем ионную схему процесса, которая включает только восстановитель и продукт его окисления, окислитель и продукт его восстановления:

2. Составляем ионно-электронное уравнение процесса окисления (это 1-я полуреакция):

3. Составляем ионно-электронное уравнение процесса восстановления (это 2-я полуреакция):

Обратите внимание: электронно-ионные уравнения составляются в соответствии с законом сохранения массы и заряда.

4. Записываем уравнения полуреакций так, чтобы число электронов между восстановителем и окислителем было сбалансированно:

5. Суммируем почленно уравнения полуреакций. Составляем общее ионное уравнение реакции:

Проверяем правильность составления уравнения реакции в ионном виде:

• Соблюдение равенства по числу атомов элементов и по числу зарядов
  1. Число атомов элементов должно быть равно в левой и правой частях ионного уравнения реакции.
  2. Общий заряд частиц в левой и правой частях ионного уравнения должен быть одинаков.

6. Записываем уравнение в молекулярной форме. Для этого добавляем к ионам, входящим в ионное уравнение, необходимое число ионов противоположного заряда:

Реакции, идущие без изменения степеней окисления химических элементов . К ним, например, относятся все реакции ионного обмена, а также многие реакции соединения, например:

многие реакции разложения:

реакции этерификации:

Химической реакцией называют процесс, в результате которого исходные вещества превращаются в продукты реакции. Вещества, полученные после окончания реакции, называют продуктами. От исходных они могут отличаться строением, составом или и тем, и другим.

По изменению состава выделяют следующие типы химических реакций:

• с изменением состава (таких большинство);
• без изменения состава (изомеризация и превращение одной аллотропной модификации в другую).

Если состав вещества в результате реакции не изменяется, то обязательно изменяется его строение, например: Cграфит↔Cалмаз

Рассмотрим подробнее классификацию химических реакций, протекающих с изменением состава.

I. По числу и составу веществ

Реакции соединения

В результате таких химических процессов из нескольких веществ образуется одно: А + В + …= С

Соединяться могут:

• простые вещества: 2Na + S =Na2S;
• простые со сложными: 2SO2 + O2 = 2SO3;
• два сложных: CaO + H2O = Ca(OH)2.
• более двух веществ: 4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3

Реакции разложения

Одно вещество в таких реакциях разлагается на несколько других: А=В+С+…

Продуктами в этом случае могут быть:

• простые вещества: 2NaCl = 2Na + Cl2
• простое и сложное: 2KNO3 = 2KNO2 + O2
• два сложных: CaCO3 = CaO + CO2
• более двух продуктов: 2AgNO3 = 2Ag + O2 + 2NO2

Реакции замещения

Такие реакции в которых реагируют между собой простое и сложное вещества, причем атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном, и называют реакциями замещения. Схематично процесс замещения атомов можно показать так: А + ВС = В + АС.

Например, CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu

Реакции обмена

В эту группу относят реакции, в ходе которых два сложных вещества меняются своими частями: АВ + СD = AD + CB. Согласно правилу Бертолле, необратимое протекание таких реакций возможно в том случае, если хотя бы один из продуктов:

• осадок (нерастворимое вещество): 2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 + Na2SO4;
• малодиссоциирующее вещество: NaOH + HCl = NaCl + H2O;
• газ: NaOH + NH4Cl = NaCl + NH3 + H2O (сначала образуется гидрат аммиака NH3 H2O, который при получении тут же разлагается на аммиак и воду).

II. По тепловому эффекту

1. Экзотермические — процессы, протекающие с выделением тепла:
   C + O2 = CO2 +Q
2. Эндотермические — реакции, в которых тепло поглощается:
   Cu(OH)2 = CuO + H2O — Q

III. Типы химических реакций по направлению

1. Обратимыми называют реакции, протекающие в один и тот же момент времени как в прямом, так и в обратном направлении: N2+O2 ↔ 2NO
2. Необратимые процессы протекают до конца, то есть до тех пор, пока хотя бы одно из реагирующих веществ не израсходуется полностью. Примеры необратимых реакций обмена были рассмотрены выше.

IV. По наличию катализатора

V. По агрегатному состоянию веществ

1. Если все реагирующие вещества находятся в одинаковых агрегатных состояниях, реакцию называют гомогенной . Протекают такие процессы во всем объеме. Например: NaOH + HCl = NaCl + H2O
2. Гетерогенными называют реакции между веществами, находящимися в разных агрегатных состояниях, протекающие на поверхности раздела фаз. Например: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

VI. Типы химических реакций по изменению степени окисления реагирующих веществ

1. Окислительно-восстановительные (ОВР) — реакции, в которых изменяются степени окисления реагирующих веществ.
2. Реакции, протекающие без изменения степеней окисления реагентов (БИСО).

Всегда окислительно-восстановительными являются процессы горения и замещения. Реакции обмена протекают без изменения степеней окисления веществ. Все остальные процессы могут быть как ОВР, так и БИСО.

Окислительно-восстановительные процессы. Составление окислительно-восстановительных реакций (ОВР). Метод учета изменения степеней окисления элементов. Типы ОВР. Ионно-электронный метод составления ОВР. Понятие о стандартном электродном потенциале. Использование стандартных окислительно-восстановительных потенциалов для выяснения принципиальной возможности окислительно-восстановительного процесса.

Тема 4.2.1. Степень окисления

Степень окисления - это положительное или отрицательное число, присваиваемое каждому атому в соединении и равное заряду атома при условии, что все химические связи в соединении являются ионными. Поскольку соединения с чисто ионным характером химической связи не существуют, действительные заряды на атомах никогда не совпадают со степенями окисления. Тем не менее, использование степеней окисления позволяет решать целый ряд химических задач.

Степень окисления элемента в соединениях определяется числом валентных электронов, участвующих в образовании химической связи данного элемента. Но обычно для определения степеней окисления элементов не расписывают электронную конфигурацию валентных электронов, а пользуются рядом эмпирических правил:

1. Сумма степеней окисления атомов в частице равна ее электрическому заряду.

2. В простых веществах (состоящих из атомов только одного элемента) степень окисления элемента равна нулю.

3. В бинарных соединениях (состоящих из атомов двух элементов) отрицательная степень окисления присваивается атому с большей электроотрицательностью. Обычно формулы химических соединений записываются таким образом, что более электроотрицательный атом стоит в формуле вторым, хотя некоторые формулы могут быть записаны и иначе:

Или (общепринятая запись), или .

4. В сложных соединениях некоторым атомам приписываются постоянные степени окисления:

– фтор всегда имеет степень окисления -1;

– элементы-металлы обычно имеют положительную степень окисления;

– водород обычно имеет степень окисления +1 (, ), но в соединениях с металлами (гидридах) его степень окисления -1: , ;

– для кислорода характерна степень окисления -2, но с более электроотрицательным фтором – , а в пероксидных соединениях – , , , (надпероксид натрия);

– максимальная положительная степень окисления элемента обычно совпадает с номером группы, в которой находится элемент (табл.1).

Исключения:

1) максимальная степень окисления меньше, чем номер группы: F, O, He, Ne, Ar, подгруппа кобальта: Co(+2,+3); Rh, Ir (+3,+4,+6), подгруппа никеля: Ni (+2, редко +4); Pd, Pt (+2,+4, редко +6);

2) максимальная степень окисления выше, чем номер группы: элементы подгруппы меди: Cu (+1, +2), Au (+1, +3).

–низшая отрицательная степень окисления элементов-неметаллов определяется как номер группы минус 8 (табл. 4.1).

Таблица 4.1. Степени окисления некоторых элементов

Часто возникают сложности в определении степеней окисления в сложные соединения – солях, формула которых содержит несколько атомов, для которых возможны разные степени окисления. В этом случае не обойтись без знания генетической связи между основными классами неорганических соединений, а именно, знания формул кислот, производными которых являются те или иные соли.

Например: определите степень окисления элементов в соединении Cr 2 (SO 4 ) 3 . Рассуждения учащегося в этом случае могут строиться таким путём: Cr 2 (SO 4 ) 3 – это средняя соль серной кислоты , в которой степени окисления элементов расставить достаточно просто. В Cr 2 (SO 4 ) 3 сера и кислород имеют такие же степени окисления, при этом сульфат-ион имеет заряд 2-: . Приняв за легко определить степень окисления хрома: . То есть данная соль - сульфат хрома (III): .

Тема 4.2.2. Окислительно-восстановительные процессы

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов. Изменение степеней окисления происходит за счет перехода электронов от одних частиц к другим.

Процесс потери частицей электронов называется окислением, сама частица при этом окисляется. Процесс присоединения частицей электронов называется восстановлением, сама она при этом восстанавливается. То есть, окислительно-восстановительные реакции - это единство двух противоположных процессов.

Окислитель – это реагент, в котором есть элемент, понижающий в ходе ОВР свою степень окисления за счет присоединения электронов. Восстановитель – это реагент, в котором есть элемент, повышающий свою степень окисления за счет потери электронов.

Например:

восстановитель:

окислитель:

восстановитель:

окислитель:

Многие окислительно-восстановительные реакции сопровождаются изменением окраски раствора.

Например:

Многие окислительно-восстановительные реакции широко используются на практике.

ОСНОВНЫЕ ТИПЫ

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

1) Межмолекулярные (реакции внешнесферного электронного переноса) – это реакции, в которых осуществляется электронный перенос между различными реагентами, то есть окислитель и восстановитель входят в состав разных веществ.

Ок-ль восс-ль

2) Внутримолекулярные (реакции внутрисферного электронного переноса) – в этих реакциях атомы разных элементов одного и того же вещества являются окислителем и восстановителем.

3) Реакции самоокисления - самовосстановления (диспропорционирования) –в этих реакциях степень окисления одного и того же элемента и повышается, и понижается.

Тема 4.2.3. Типичные окислители

1) Тетраоксоманганат (VII) калия -

Окислительные свойства иона зависят от характера среды:

Кислая среда:

Нейтральная среда:

Щелочная среда:

2) Дихромат калия –

Окислительные свойства также зависят от характера среды:

Кислая среда:

Нейтральная среда:

Щелочная среда:

3) Галогены.

4) Водород в разбавленных кислотах.

5) Концентрированная серная кислота

Продукты восстановления серы зависят от природы восстановителя:

Малоактивный металл:

Металл средней активности:

Активный металл:

6) Азотная кислота

В азотной кислоте любой концентрации в роли окислителя выступают не протоны, а азот, имеющий степень окисления +5. Поэтому в этих реакциях никогда не выделяется водород. Вследствие того, что у азота имеется широкое разнообразие степеней окисления, он имеет также широкий спектр продуктов восстановления. Продукты восстановления азотной кислоты зависят от ее концентрации и активности восстановителя.

При взаимодействии концентрированной азотной кислоты с металлами обычно выделяется оксид азота(IV), а с неметаллами - оксид азота(II):

Взаимодействие с металлом:

Взаимодействие с неметаллом:

При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с металлами продукты зависят от активности металла:

Малоактивный металл:

Активный металл:

- активный металл и очень разбавленная кислота:

7) В качестве окислителей используют также PbO 2 , MnO 2 .

Тема 4.2.4. Типичные восстановители

1). Галогенид ионы.

В ряду восстановительные свойства возрастают:

2). и ее соли:

3). Аммиак и соли катиона аммония :

4). Производные :

В водных растворах комплексы легко переходят в комплексы :

5). Все металлы способны, хотя и в различной степени, проявлять восстановительные свойства.

6). В промышленности используются водород, углерод (в виде угля или кокса) и СО .

Тема 4.2.5. Соединения способные проявлять и окислительные и восстановительные свойства

Некоторые элементы в промежуточной степени окисления обладают окислительно-восстановительной двойственностью, т.е. с окислителями способны проявлять себя как восстановители, а с восстановителями ведут себя как окислители.

NaNO 3 ; Na 2 SO 4 ; S; NH 2 OH; H 2 O 2 . Например:

H 2 O 2 - восстановитель:

H 2 O 2 - окислитель:

Например , H 2 O 2 может подвергаться реакциям диспропорционирования:

Тема 4.2.3. Составление окислительно-восстановительных реакций

Для составления ОВР используют два метода:

1) метод электронного баланса:

Этот метод основан на использовании степеней окисления.

Степень окисления марганца понижается на 5 единиц,

при этом степень окисления хлора повышается на 1 единицу, но с учетом образующегося продукта реакции - простого вещества , содержащего 2 моля атомов хлора, - на 2 единицы.

Запишем эти рассуждения в виде баланса и найдем основные коэффициенты, используя понятие общего кратного для чисел, показывающих повышение и понижение степеней окисления:

Расставим полученные коэффициенты в уравнение. Учтем при этом, что не только является окислителем, но и связывает продукты реакции - ионы марганца и калия (степень окисления в этом случае не меняется), то есть коэффициент перед будет больше, чем следует из баланса.

Остальные коэффициенты находим при подсчете баланса атомов , затем по балансу атомов находим окончательный коэффициент перед и по балансу атомов находим число молей воды.

Для проверки правильности подобранных коэффициентов подсчитываем баланс молей атомов кислорода. По окончательному уравнению видно, что из 16 молей кислоты, взятой для реакции, 10 молей расходуется на восстановление , а 6 молей - на связывание образующихся в результате реакции ионов марганца (II) и калия.

2) ионно - электронный метод (метод полуреакции):

Окислителем является , входящий в состав иона .

В частном уравнении реакции восстановления для баланса атомов в левую часть надо добавить катионы водорода, чтобы связать атомы кислорода в воду,

а для баланса зарядов в эту же левую часть уравнения добавить 5 молей электронов. Получим:

Восстановителем является ион , в состав которого входит .

В частном уравнении реакции окисления для баланса атомов в правую часть надо добавить катионы водорода, чтобы связать лишние атомы кислорода в воду, а для баланса зарядов в эту же правую часть уравнения добавить 2 моля электронов. Получим:

Таким образом имеем две полуреакции:

Для уравнивания умножим первую полуреакцию на 2, а вторую - на 5. Сложим две полуреакции.

Полное ионное уравнение:

Сократим одинаковые слагаемые:

После сокращения коэффициенты полного ионного уравнения можно перенести в молекулярное уравнение.

Тема 4.2.4. Понятие о стандартном электродном потенциале

О возможности протекания окислительно-восстановительной реакции судят по значениям электродных потенциалов отдельных полуреакций.

Если пластинку металла погрузить в раствор, содержащий ионы этого металла, то на границе металл – раствор возникнет разность потенциалов, которую принято называть электродным потенциалом φ. Электродные потенциалы определяются экспериментально. Для стандартных условий (концентрация растворов 1 моль/л, Т = 298 К) эти потенциалы называют стандартными, обозначают φ 0 . Значения стандартных электродных потенциалов обычно измеряют относительно стандартного водородного электрода и приводят в справочных таблицах.

2Н + + 2ē = Н 2 φ 0 = 0.

Стандартный электродный потенциал связан со свободной энергией Гиббса. Для реакции в стандартных условиях:

ΔG = - nFφ 0

F-константа Фарадея (F=96500 Кл/моль), n - число переносимых электронов.

Значение электродного потенциала зависит от концентрации реагентов и температуры. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

где φ - значение электродного потенциала, зависящее от температуры и концентрации.

NO 3 - + 2ē + H 2 O = NO 2 - + 2OH - , φ 0 = - 0,01В

Учтем, что = = 1 моль/л, рН + рОН = 14, рН = -lg , lg = -lg - 14.

Электродный потенциал зависит от кислотности среды рН. C подкислением раствора (с уменьшением рН) окислительная функция NO 3 - будет возрастать.

Тема 4.2.5. Направление протекания ОВР

окислительно-восстановительных реакций

По значению стандартного электродного потенциала φ о можно судить о восстановительных свойствах системы: чем отрицательнее значение φ о, тем сильнее восстановительные свойства, и полуреакция легче протекает справа налево.

Например, сравним системы:

Li + + e ─ = Li, φ 0 = -3,045 B; Восстановительная

Ba 2+ + 2e ─ = Ba, φ 0 = - 2,91B активность металлов

Mg 2+ + 2e ─ = Mg, φ 0 = -2,363 B; падает по мере увеличения

Zn 2+ + 2e – = Zn, φ о = -0,763 В значения стандартного

Fe 2+ + 2e ─ = Fe, φ 0 = -0,44 B; электродного потенциала φ о

Cd 2+ + 2e ─ = Cd, φ 0 = - 0,403 B;

Pd 2+ + 2e – = Pd, φ о = 0,987 В

Pt 2+ + 2e – = Pt, φ о = 1,188 В

Au 3+ + 3e ─ = Au, φ 0 = 1,50 B.

В ряду приведенных систем убывающее отрицательное значение φ о отвечает падению восстановительной способности систем. Самой наибольшей восстановительной способностью обладает литий, то есть литий – самый активный из представленных металлов, он легче всех теряет свои электроны и переходит в положительную степень окисления. Восстановительная активность металлов падает в ряду Li - Ba - Mg - Zn - Fe - Cd - Pd - Pt - Au.

По величине электродных потенциалов Н. Н. Бекетов расположил металлы в так называемый электрохимический ряд металлов, в котором за точку сравнения принят электродный потенциал водородного электрода

Li Na K Mn Zn Cr Fe Co Ni H Cu Ag Pd Hg Pt Au

Активность металлов уменьшается

1) Металлы, стоящие в ряду напряжения до водорода (активные металлы, для которых φ 0 < 0), взаимодействуют с разбавленными кислотами с вытеснением водорода.

2) Каждый последующий металл вытесняет предыдущие металлы из его соли.

Чем больше значение φ о, тем сильнее окислительные свойства системы , и полуреакция легче протекает слева направо.

Например, сравним системы:

Как видно из значений стандартных электродных потенциалов F 2 - самый сильный окислитель, в ряду F 2 - Cl 2 - Br 2 - I 2 окислительные свойства простых веществ-галогенов падают.

Сравнивая значения стандартных электродных потенциалов различных систем можно судить о направлении окислительно-восстановительной реакции в целом: система с более положительным значением φ о является окислителем, а система с менее положительным значением стандартного электродного потенциала является восстановителем .

Так, например:

а) для получения Br 2 окислением ионов Br – можно использовать Cl 2:

Cl 2 + 2e – = 2Cl – , φ о = 1,359 В

Br 2 + 2e – = 2Br – , φ о = 1,065 В

Суммарная реакция: Cl 2 + 2Br – = Br 2 + 2Cl –

Полная реакция: Cl 2 + 2 КBr = Br 2 + 2 КCl;

б) а для получения F 2 окислением ионов F – использовать Cl 2 нельзя:

F 2 + 2e – = 2F – , φ о = 2,870 В

Cl 2 + 2e – = 2Cl – , φ о = 1,359 В

Суммарная реакция: F 2 + 2 Cl – = Cl 2 + 2F – , то есть реакция Cl 2 + 2 КF = протекать не может.

Также можно определить направление протекания и более сложных окислительно-восстановительных реакций.

Например, ответим на вопрос: возможно ли восстановить ионы MnO 4 – ионами Fe 3+ в кислой среде? То есть, протекает ли реакция:

MnO 4 – + H + + Fe 3+ = Mn 2+ + Fe 2+ + H 2 O ?

Осн. коэф.

MnO 4 – + 8H + + 5e – = Mn 2+ + 4H 2 O, φ о 1 = 1,505 В, 1

Так как φ о 1 > φ о 2 , то первая полуреакция протекает в прямом направлении, а вторая относительно первой протекает в обратном направлении. Тогда, уравняв число переносимых в реакциях окисления и восстановления электронов, получим следующую суммарную реакцию:

В этой реакции коэффициенты перед всеми соединениями удваиваются по сравнению с коэффициентами, полученные в ионном уравнении, так как в продуктах реакции получился сульфат железа (III), имеющий формулу Fe 2 (SO 4) 3 и содержащий 2 моля атомов Fe(III).

Практика 4.2. Окислительно-восстановительные реакции

1. Составление окислительно-восстановительных реакций методом, основанным на изменении степени окисления элементов в соединении.

ПРИМЕР 1.

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + …

KMn +7 O 4 – окислитель: в кислой среде Mn +7 → Mn +2 , степень окисления понижается на 5 единиц; Na 2 S +4 O 3 – восстановитель: S +4 → S +6 , степень окисления повышается на 2 единицы. Чтобы поставить коэффициенты в уравнении реакции, найдем кратное для чисел, показывающих повышение и понижение степеней окисления:

На 2 моля атомов Mn(VII) требуется 5 молей атомов S(IV):

2 Mn +7 + 5 S +4 = 2 Mn +2 + 5 S +6 – это основные коэффициенты при окислителе и восстановителе. Допишем продукты реакции, подставим основные коэффициенты в уравнение реакции, затем подсчитаем баланс других элементов: K, Na, S и Н:

Для проверки правильности подобранных коэффициентов подсчитаем баланс молей атомов кислорода. Сумма коэффициентов в уравнении окислительно-восстановительной реакции равна 21.

ПРИМЕР 2.

Допишите и уравняйте окислительно-восстановительную реакцию:

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O → MnO 2 +…

KMn +7 O 4 – окислитель: в нейтральной среде Mn +7 → Mn +4 , степень окисления понижается на 3 единицы; Na 2 S +4 O 3 – восстановитель: S +4 → S +6 , степень окисления повышается на 2 единицы. Чтобы поставить коэффициенты в уравнении реакции, найдем кратное для чисел, показывающих повышение и понижение степеней окисления:

На 2 моля атомов Mn(VII) требуется 3 моля атомов S(IV):

2 Mn +7 + 3 S +4 = 2 Mn +4 + 3 S +6 – это основные коэффициенты при окислителе и восстановителе. Допишем продукты реакции, подставим основные коэффициенты в уравнение реакции, затем подсчитаем баланс других элементов: K, Na и Н:

Для проверки правильности подобранных коэффициентов подсчитываем баланс молей атомов кислорода. Сумма коэффициентов в уравнении окислительно-восстановительной реакции равна 13.

ПРИМЕР 3

Допишите и уравняйте окислительно-восстановительную реакцию:

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + KOH → K 2 MnO 4 +…

KMn +7 O 4 – окислитель: в щелочной среде Mn +7 → Mn +6 , степень окисления понижается на 1 единицу; Na 2 S +4 O 3 – восстановитель: S +4 → S +6 , степень окисления повышается на 2 единицы. Чтобы поставить коэффициенты в уравнении реакции, найдем кратное для чисел, показывающих повышение и понижение степеней окисления:

На 2 моля атомов Mn(VII) требуется 1 моль атомов S(IV):

2 Mn +7 + S +4 = 2 Mn +6 + S +6 – это основные коэффициенты при окислителе и восстановителе. Допишем продукты реакции, подставим основные коэффициенты в уравнение реакции, затем подсчитаем баланс других элементов: K, Na и Н:

Для проверки правильности подобранных коэффициентов подсчитываем баланс молей атомов кислорода.

Сумма коэффициентов в уравнении окислительно-восстановительной реакции равна 9.

ПРИМЕР 4

Допишите и уравняйте окислительно-восстановительную реакцию:

K 2 Cr 2 O 7 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + …

K 2 Cr 2 +6 O 7 – окислитель: 2Cr +6 → 2Cr +3 , степень окисления понижается на 6 единиц; Na 2 S +4 O 3 – восстановитель: S +4 → S +6 , степень окисления повышается на 2 единицы. Чтобы поставить коэффициенты в уравнении реакции, найдем кратное для чисел, показывающих повышение и понижение степеней окисления:

На 2 моля атомов Cr(VI) требуется 3 моля атомов S(IV):

2 Cr +6 + 3 S +4 = 2 Cr +3 + 3 S +6 – это основные коэффициенты при окислителе и восстановителе. Допишем продукты реакции, подставим основные коэффициенты в уравнение реакции, затем подсчитаем баланс других элементов: K, Na, S и Н:

Для проверки правильности подобранных коэффициентов подсчитаем баланс молей атомов кислорода. Сумма коэффициентов в уравнении окислительно-восстановительной реакции равна 17.

ПРИМЕР 5

Сумма коэффициентов в уравнении окислительно-восстановительной реакции

K 2 MnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + …

K 2 Mn +6 O 4 – окислитель: в кислой среде Mn +6 → Mn +2 , степень окисления понижается на 4 единицы; Fe +2 SO 4 – восстановитель: Fe +2 → Fe +3 , степень окисления повышается на 1 единицу. Чтобы поставить коэффициенты в уравнении реакции, найдем кратное для чисел, показывающих повышение и понижение степеней окисления:

На 1 моль атомов Mn(VII) требуется 4 моля атомов Fe(II):

Mn +6 + 4 Fe +2 = Mn +2 + 4 Fe +3 – это основные коэффициенты при окислителе и восстановителе. Допишем продукты реакции, подставим основные коэффициенты в уравнение реакции, затем подсчитаем баланс других элементов: K, S и Н:

Для проверки правильности подобранных коэффициентов подсчитываем баланс молей атомов кислорода. Сумма коэффициентов в уравнении окислительно-восстановительной реакции равна 17.

2. Составление окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса

ПРИМЕР 6

Если в качестве окислителя использовать кислый раствор тетраоксоманганата (VII) калия:

то восстановителем может быть система:

Fe 3+ + e – = Fe 2+ , φ о = 0,771 В

Co 3+ + e – = Co 2+ , φ о = 1,808 В

По значению стандартного окислительно-восстановительного потенциала φ о можно судить об окислительно-восстановительных свойствах системы. Система с более положительным значением φ о является окислителем, а система с менее положительным значением стандартного окислительно-восстановительного потенциала φ о является восстановителем. Поэтому для системы MnO 4 – + 8H + + 5e – = Mn 2+ + 4H 2 O, φ о = 1,505 В восстановителем может быть система Fe 3+ + e – = Fe 2+ , φ о = 0,771 В.

ПРИМЕР 7

Rh 3+ + 3e – = Rh, φ о = 0,8 В

Bi 3+ + 3e – = Bi, φ о = 0,317 В

Ni 2+ + 2e – = Ni, φ о = -0,250 В

2H + + 2e – = H 2 , φ о = 0,0 В

какой из металлов может растворяться в соляной кислоте?

По значению стандартного электродного потенциала φ о можно судить об окислительно-восстановительных свойствах системы. Система с более положительным значением φ о является окислителем, а система с менее положительным значением стандартного электродного потенциала является восстановителем. В соляной кислоте (HCl) катионы Н + являются окислителем, принимают электроны и восстанавливаются до H 2 , для этой реакции φ о = 0 В. Поэтому в HCl растворяется только тот металл, который может быть в этих условиях восстановителем, то есть для которого φ о < 0, а именно никель:

Ni + 2 HCl =NiCl 2 + H 2

ПРИМЕР 8

Исходя из значений стандартных электродных потенциалов полуреакций:

Zn 2+ + 2e – = Zn, φ о = -0,763 В

Cd 2+ + 2e – = Cd, φ о = -0,403 В

какой металл является наиболее активным?

Чем активнее металл, тем больше его восстановительные свойства. О восстановительных свойствах системы можно судить по значению стандартного окислительно-восстановительного потенциала φ о: чем отрицательнее значение φ о, тем сильнее восстановительные свойства системы, и полуреакция легче протекает справа налево. Следовательно, наибольшей восстановительной способностью обладает цинк, то есть цинк – самый активный из представленных металлов.

ПРИМЕР 9

Если в качестве окислителя использовать кислый раствор хлорида железа(III):

то какая система может быть восстановителем:

I 2 + 2e – = 2I – , φ о = 0,536 В

Br 2 + 2e – = 2Br – , φ о = 1,065 В

Pb 4+ + 2e – = Pb 2+ , φ о = 1,694 В?

По значению стандартного окислительно-восстановительно потенциала φ о можно судить об окислительно-восстановительных свойствах системы. Система с более положительным значением φ о является окислителем, а система с менее положительным значением стандартного окислительно-восстановительного потенциала является восстановителем. Поэтому для системы Fe 3+ + e – = Fe 2+ , φ о = 0,771 В восстановителем может быть система I 2 + 2e – = 2I – , φ о = 0,536 В.

Осн. коэф.

Fe 3+ + e – = Fe 2+ , φ о 1 = 0,771 В 2

I 2 + 2e – = 2I – , φ о 2 = 0,536 В 1

Так как φ о 1 >

2 Fe 3+ + 2I – = 2 Fe 2+ + I 2

Добавив ионы противоположного знака, получим полное уравнение:

2 FeCl 3 + 2 KI = 2 FeCl 2 + 2 KCl + I 2

ПРИМЕР 10

Можно ли восстановить ионы MnO 4 – ионами Fe 3+ в кислой среде?

Запишем вопрос в виде уравнения реакции:

MnO 4 – + H + + Fe 3+ = Mn 2+ + Fe 2+ + H 2 O.

Подберем из справочной таблицы подходящие полуреакции и приведем их стандартные электродные потенциалы:

Осн. коэф.

MnO 4 – + 8H + + 5e – = Mn 2+ + 4H 2 O, φ о 1 = 1,505 В, 1

Fe 3+ + e – = Fe 2+ , φ о 2 = 0,771 В 5

Так как φ о 1 > φ о 2 , первая полуреакция протекает в прямом направлении, а вторая относительно первой протекает в обратном направлении. Тогда, уравняв число переносимых в реакциях окисления и восстановления электронов, получим следующую суммарную реакцию:

MnO 4 – + 8H + + 5 Fe 3+ = Mn 2+ + 5Fe 2+ + 4H 2 O

То есть, восстановить ионы MnO 4 – ионами Fe 3+ в кислой среде возможно. Полная реакция имеет вид:

В этой реакции коэффициенты перед всеми соединениями удваиваются по сравнению с коэффициентами, полученные в ионном уравнении, так как в продуктах реакции получился сульфат железа (III), имеющий формулу Fe 2 (SO 4) 3 .

ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

1. Определите степени окисления элементов в соединениях:

H 3 PO 4 , K 3 PO 4 , N 2 O 5 , NH 3 , Cl 2 , KCl , KClO 3 , Ca (ClO 4 ) 2 , NH 4 Cl , HNO 2 , Li , Li 3 N , Mg 3 N 2 , NF 3 , N 2 , NH 4 NO 3 , H 2 O , H 2 O 2 , KOH , KH, K 2 O 2 , BaO , BaO 2 , OF 2 , F 2 , NF 3 , Na 2 S , FeS , FeS 2 , NaHS , Na 2 SO 4 , NaHSO 4 , SO 2 , SOCl 2 , SO 2 Cl 2 , MnO 2 , Mn (OH ) 2 , KMnO 4 , K 2 MnO 4 , Cr , Cr (OH ) 2 , Cr (OH ) 3 , K 2 CrO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 , K 3 [ Al (OH ) 6 ], Na 2 [ Zn (OH ) 4 ], K 2 [ ZnCl 4 ], H 2 SO 3 , FeSO 3 , Fe 2 (SO 3 ) 3 , H 3 PO 4 , Cu 3 PO 4 , Cu 3 (PO 4 ) 2 , Na 2 SiO 3 , MnSiO 3 , PbSO 4 , Al 2 (SO 4 ) 3 , Fe 2 (SO 4 ) 3 , NH 4 Cl , (NH 4 ) 2 SO 4 , Cr 2 (SO 4 ) 3 , CrSO 4 , NiSO 4 , [ Zn (OH 2 ) 6 ] SO 4 , Fe (NO 3 ) 2 , Fe (NO 3 ) 3 , PbCO 3 , Bi 2 (CO 3 ) 3 , Ag 2 S , Hg 2 S , HgS , Fe 2 S 3 , FeS , SnSO 4 .

2. Укажите окислитель и восстановитель, составьте схемы изменения степеней окисления, допишите и расставьте коэффициенты в уравнение реакций:

а. MnO 2 + HCl(конц) →

б. KMnO 4 +H 2 S + H 2 SO 4 →

в. FeCl 3 + SnCl 2 →

г. KMnO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 → O 2

д. Br 2 + KOH →

е. Zn + HNO 3 → NH 4 NO 3 +…

ж. Cu + HNO 3 → NO 2 + …

з. K 2 MnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 →

и. K 2 Cr 2 O 7 + (NH 4) 2 S + H 2 O → Cr(OH) 3 + …+ NH 3 +…

к. H 2 S + Cl 2 →

л. K 2 Cr 2 O 7 +HCl → CrCl 3 + …

м. FeCl 3 + H 2 S →

н. KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 SO 4 →

о. Cl 2 + KOH →

а) На основе стандартных значений электродных потенциалов расположите металлы в порядке усиления восстановительных свойств:

Ba 2+ + 2e ─ = Ba , φ 0 = -2,91 B;

Au 3+ + 3e ─ = Au, φ 0 = 1,50 B;

Fe 2+ + 2e ─ = Fe, φ 0 = -0,44 B.

Что произойдет при погружении железной пластины в раствор AuCl 3

б) На основе стандартных значений электродных потенциалов полуреакций

MnO 4 – + 8H + + 5e – = Mn 2+ + 4H 2 O, φ о = 1,505 В,

Pb 4+ + 2e – = Pb 2+ , φ о = 1,694 В

дайте обоснованный ответ на вопрос - возможно ли окислить ионы Mn 2+ с помощью ионов Pb 4+ ? Приведите суммарную реакцию, укажите окислитель и восстановитель.

в) На основе стандартных значений электродных потенциалов полуреакций дайте обоснованный ответ на вопрос - возможно ли окислить ионы Fe 2+ с помощью ионов Pb 4+ ? Приведите суммарную реакцию, укажите окислитель и восстановитель.

г) На основе стандартных значений электродных потенциалов расположите металлы в порядке усиления восстановительных свойств:

Mg 2+ + 2e ─ = Mg

Cd 2+ + 2e ─ = Cd

Сu 2+ + 2e ─ = Cu

Что произойдет при погружения медной пластинки в раствор хлорида кадмия?

д) На основе стандартных значений электродных потенциалов полуреакций

Ir 3+ + 3e – = Ir,

NO 3 - + 4H + + 3e – = NO + 2H 2 O,

дайте обоснованный ответ на вопрос – растворяется ли иридий в азотной кислоте? Приведите суммарную реакцию, укажите окислитель и восстановитель

е) На основе стандартных значений электродных потенциалов расположите галогены в порядке усиления их окислительных свойств:

Cl 2 + 2e ─ = 2Cl ─ φ 0 = 1,359 B;

Br 2 + 2e ─ = 2Br ─ φ 0 = 1,065 B;

I 2 + 2e ─ = 2I ─ φ 0 = 0,536 B;

F 2 + 2e ─ = 2F ─ φ 0 = 2,87 B.

Докажите, можно ли для получения брома использовать реакцию окисления ионов Br ─ хлором Cl 2 ?

ж) На основе стандартных значений электродных потенциалов полуреакций

Fe 3+ + e – = Fe 2+ , φ о = 0,771 В,

Br 2 + 2e – = 2Br – , φ о = 1,065 В

дайте обоснованный ответ на вопрос - возможно ли окислить ионы Fe 2+ с помощью Br 2 ? Приведите суммарную реакцию, укажите окислитель и восстановитель.

з) На основе стандартных значений электродных потенциалов расположите металлы в порядке усиления восстановительных свойств:

Zn 2+ + 2e – = Zn, φ о = - 0,763 В

Hg 2+ + 2e – = Hg, φ о = 0,850 В

Cd 2+ + 2e – = Cd, φ о = - 0,403 В.

Что произойдет при погружения кадмиевой пластинки в раствор хлорида цинка?

Реакции без изменения степеней окисления элементов. Условия одностороннего протекания химических реакций. Гидролиз.

Тема 4.1.1. Правило Бертолле

Без изменения степеней окисления протекают реакции обмена. Они подчиняются правилу Бертолле: реакция обмена в растворах электролитов происходят необратимо и до конца, если в качестве продуктов получают малорастворимые вещества (осадки и газы), малодиссоциирующиеся соединения (слабые электролиты или комплексные ионы). Таким образом, условия одностороннего протекания реакций – это:

1. Образование мало ионизирующихся молекул. Пример – реакция нейтрализации:

NaOH(p) + HCl(p) = NaCl(p) + Н 2 O(p) – образуется вода.

Запишем реакцию в ионном виде:

Na + (p) + OH - (p) + H + (p) + Cl - (p) = Na + (p) + Cl - (p) + Н 2 O(p)

OH - (p) + H + (p) = Н 2 O(p)

2.Образование слабоионизирующихся комплексных ионов:

Cd(OH) 2 (к) + 6 NH 3 (p) = (OH) 2

Cd(OH) 2 растворяется за счет образования комплекса.

3. Образование малорастворимого соединения:

AgNO 3 (p) + NaCl(p) = AgCl(к)¯ + NaNO 3 (p)

Ag + (p) + Cl - (p) = AgCl(к)¯

4. Образование летучего соединения:

Na 2 S(p) + 2 HCl(p) = H 2 S(г)­ + 2 NaCl(p)

S 2 - (p) + 2 H + (p) = H 2 S(г)­.

Без изменения от окисления обычно протекает гидролиз. Гидролиз – реакция обменного разложения между водой и соответствующим соединением с образованием малодиссоциируемого соединения.

Проводим опыт: Возьмем кристаллы NaCl, Na 2 CO 3 и AlCl 3 и растворим в дистиллированной воде. С помощью индикатора проверим характер среды полученных растворов.

Тема 4.1.2. Окраска индикаторов

4.1.2. Окраска индикаторов

Индикаторы – вещества, которые меняют свою окраску в зависимости от концентрации протонов.

Таблица 1. Окраска некоторых индикаторов в зависимости от характера среды раствора

При добавлении лакмуса фиолетового к бесцветным растворам NaCl, Na 2 CO 3 и AlCl 3 наблюдаем появление различной окраски (см. таблицу 2).

Таблица 2. Окраска индикатора лакмуса фиолетового в растворах различных солей и соответствующий ей характер среды

Тема 4.1.3. Гидролиз ионных соединений

Как объяснить, что в растворах солей возникает разная среда: кислая, щелочная или почти нейтральная среда, то есть появляется избыток ионов H + или OH - ?

При растворении в виде соли распадаются на ионы в общем виде:

КА ↔ К q + + A q - ,

где К - катион, А - анион, q - заряд ионов.

Катион или анион создает вокруг себя электрическое поле (чем больше заряд, тем больше электрическое поле) и своим полем воздействует на молекулу воды, то есть её поляризует. Молекула воды становиться более полярной и связь O-H разрывается, то есть протекает гидролиз. Поляризующее действие тона, то есть способность разрывать связь в молекуле H 2 O прямо пропорционально заряду и обратно пропорционально радиусу иона. Чем больше заряд и меньше радиус, тем сильнее поляризующее действие иона.

Степень гидролиза зависит от природы катионов и анионов. Чем сильнее поляризующее действие ионов, тем в большей степени протекает гидролиз, то есть гидролиз соли вызывают те ионы, которые вследствие поляризующего воздействия на молекулы воды приводят к их распаду и образованию малодиссоциирующих частиц.

Классификация ионов по их способности к гидролизу приведена в таблице 3. Гидролиз вызывают катионы слабых оснований, катионы сильных оснований гидролиз не вызывают. Так, катионы Zn вступают в гидролитическое взаимодействие с водой, так как гидроксид цинка(II) Zп(ОН) 2 – основание слабое. Гидроксид натрия NаОН – сильное основание, катионы Na гидролиз не вызывают.

К анионам, вызывающим гидролиз, относятся кислотные остатки слабых кислот. Кислотные остатки сильных кислот гидролиз не вызывают. Так, фторид-ион F‾ (кислотный остаток слабой фтороводородной кислоты НF) способен вызвать гидролиз, тогда как хлорид-ион Сl‾ (кислотный остаток сильной хлороводородной кислоты HCl) – слабополяризующий ион, не вызывающий гидролиза.

Таблица 3. Классификация ионов по их способности к гидролизу

Возможны четыре случая гидролиза. Рассмотрим их подробнее.

Отсутствие гидролиза соли

Гидролиз соединения, образованного слабополяризующими ионами, не вызывающими гидролиза. Например:

NaCl ↔ Na + + Cl -

То есть NaCl + H 2 O ≠ реакция практически не идет.

Гидролиз практически не протекает, рН среды не меняется.

Вывод: соль, образованная катионом сильного основания и анионом сильной кислоты гидролизу не подвергается. Среда раствора нейтральная.

Гидролиз по катиону

Гидролиз соединения, образованного среднеполяризующим катионом, поляризующим молекулы воды, и слабополяризующим анионом. Например, AlCl 3:

AlCl 3 ↔ Al 3+ + 3 Cl -

Cl - + H 2 O ≠ реакция практически не идет.

Гидролиз идет по катиону в две стадии:

В ионном виде:

1. Al 3+ + H 2 O ↔ AlOH 2+ + H +

2. AlOH 2+ + H 2 O ↔ Al(OH) 2 + + H +

3. Al(OH) 2 + + H 2 O ↔ Al(OH) 3 + H + - практически не идет

Полные уравнения:

1. AlCl 3 + H 2 O ↔ Al(OH)Сl 2 + HCl

2. Al(OH)Сl 2 + H 2 O ↔ Al(OH) 2 Cl + HCl

3 Al(OH) 2 Cl + H 2 O ↔ Al(OH) 3 + HCl - практически не идет

Основной вклад в рН раствора вносит первая ступень гидролиза. Глубину гидролиза соли (по катиону или аниону) оценивают значениями констант гидролиза. Определим численное значение константы гидролиза катиона Al 3+ по первой ступени.

Учтем, что соль AlCl 3 образована катионом слабого основания Al(OH) 3 , которое в растворе ступенчато диссоциирует:

I. Al(OH) 3 ↔ Al(OH) 2 + + OH -

II. Al(OH) 2 + ↔ AlOH 2+ + OH -

III. AlOH 2+ ↔ Al 3+ + ОН -

Для этого по закону действующих масс запишем выражение константы равновесия для 1 ступени реакции гидролиза.

1. Al 3+ + H 2 O ↔ AlOH 2+ + H +

В разбавленном растворе концентрация воды – величина постоянная, то есть = const. Поэтому её включают в константу равновесия; тогда

К с1 · [ H 2 O ] = K г1 – константа гидролиза, то есть:

Зная, что ионное произведение воды К w = × =10 - 14 , выражение для К г1 можно переписать в виде:

Учитывая, что продукт гидролиза по 1 стадии может диссоциировать в растворе (cм. уравнение III), получим:

Отсюда следует вывод: чем слабее основание, тем сильнее протекает гидролиз по катиону

2. AlOH 2+ + H 2 O ↔ Al(OH) 2 + + H +

3. Al(OH) 2 + + H 2 O ↔ Al(OH) 3 + H +

Так как К г3 очень маленькая величина, по последней ступени гидролиз при обычных условиях практически не идет. Эти уравнения, как правило, не записывают, то есть для многозарядных ионов обычно соблюдается правило:

число ступеней гидролиза на 1 меньше, чем заряд иона.

Таким образом, полные уравнения гидролиза хлорида алюминия записывают следующим образом:

1. AlCl 3 + H 2 O ↔ Al(OH)Сl 2 + HCl

2. Al(OH)Сl 2 + H 2 O ↔ Al(OH) 2 Cl + HCl

Общий вывод: соль, образованная катионом слабого основания и анионом сильной кислоты подвергается гидролизу по катину. Среда раствора кислая, рН < 7.

Гидролиз по аниону

Гидролиз соединения, образованного слабополяризующим катионом и среднеполяризующим молекулы воды анионом. Например, Na 2 CO 3 или Na 3 РO 4.

Na 2 CO 3 ↔ 2 Na + + CO 3 2 -

Na + + H 2 O ≠ реакция практически не идет;

Гидролиз идет по аниону преимущественно по первой стадии.

В ионном виде:

1. CO 3 2 - + H 2 O ↔ HCO 3 - + OH -

2. HCO 3 - + H 2 O ↔ H 2 CO 3 + OH -

Учитывая, что слабая угольная кислота диссоциирует в растворе на ионы, константы кислотной ионизации по первой и второй ступеням равны соответственно:

I. H 2 CO 3 ↔ HCO 3 - + Н +

II. HCO 3 - ↔ CO 3 2 - + Н + `

и ионное произведение воды К w = · =10 - 14 , то есть , выражения для констант гидролиза аниона CO 3 2 - по первой К г1 и второй К г2 ступеням можно переписать в виде:

Отсюда следует вывод: чем слабее кислота, тем сильнее протекает гидролиз по аниону.

Значение К г2 К г1

Таким образом, полное уравнение гидролиза карбоната натрия записывает следующим образом:

Na 2 CO 3 + H 2 O Û NaOH + NaHCO 3 .

Общий вывод: соль, образованная катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, подвергается гидролизу по аниону, среда щелочная, рН > 7.

Гидролиз и по катиону и по аниону

Гидролиз соединения, образованного катионом и анионом, поляризующим молекулы воды.

Обычно это соединения с ионно-ковалентным типом связи, поэтому уравнения диссоциации для них не пишут. Гидролиз таких солей протекает необратимо с образованием слабого основания и слабой кислоты. Характер среды определяется относительной силой образовавшихся соединений.

Например:

Тема 4.1.4. Гидролиз ковалентного соединения

Ковалентные соединения - это соединения неметаллов с неметаллами, например ClF 3 , SiCl 4 , Cl 3 N, SCl 4 , BCl 3 и т.д. Такие соединения подвергаются необратимому разложению водой с образованием двух кислот: бескислородной и кислородсодержащей. Так, гидролиз фторида хлора (III) приводит к образованию хлористой и фтороводородной кислот:

Другие примеры:

Тема 4.1.5. Факторы, влияющие на степень гидролиза

Согласно принципу Ле Шателье степень гидролиза возрастает с разбавлением раствора (увеличением концентрации воды). Например, степень гидролиза a карбоната натрия в 0,1 М растворе составляет 2,7 %, а в 0, 001 М растворе - 34 %. Степень гидролиза - это отношение числа частиц, подвергшихся гидролизу, к общему числу частиц:

где С г - молярная концентрация гидролизованной части вещества, С - общая молярная концентрация раствора.

Степень гидролиза также возрастает с увеличением температуры раствора, так как нагревание способствует процессу распада молекул воды на ионы:

H 2 O(ж) ↔ H + (р) + OH - (р), ΔН 0 = 55,64 кДж/моль

Практика к главе 4.1 гидролиз

Пример 1. Составьте уравнения гидролиза хлорида цинка (II) ZnCl 2 . Укажите рН и характер среды.

Запишем уравнение электролитической диссоциации хлорида цинка (II):

Рассмотрим взаимодействие образовавшихся ионов с водой:

Среднеполяризующий катион, подвергается гидролизу:

так как образуются катиoны водорода, формируется кислая среда, рН < 7.

Слабополяризующий анион, гидролиз не протекает:

Полное уравнение гидролиза соли:

При гидролизе соли слабого основания и сильной кислоты в растворе возникает кислая среда.

Лакмус фиолетовый - в красный цвет;

Метиловый оранжевый - в красный цвет.

Пример 2. Рассмотрим г идролиз фосфата (V) калия К 3 РО 4 :

а) электролитическая диссоциация фосфата (V) калия:

б) взаимодействие ионов с водой:

- слабополяризующий катион:

Гидролиз не протекает.

- среднеполяризующий анион, при обычных условиях идет гидролиз по двум ступеням:

в) Cуммарное уравнение гидролиза соли:

– первая ступень:

– вторая ступень: .

При гидролизе соли сильного основания и слабой кислоты в растворе возникает щелочная среда, рН > 7.

В растворе этой соли индикаторы окрашиваются:

Лакмус фиолетовый - в синий цвет;

Метиловый оранжевый - в желтый цвет;

Фенолфталеин - в малиновый цвет.

Пример 3 . Гидролиз сульфида алюминия (III) Al 2 S 3 и карбоната бериллия ВеСО 3 .

Соль слабого основания и слабой кислоты подвергается полному гидролизу с образованием основания и кислоты:

Пример 4. Отсутствие гидролиза в растворе NaNO 3:

а) электролитическая диссоциация нитрата (V) натрия:

б) ионы , слабо воздействующие на молекулы воды (слабополяризующие ионы), гидролиз не вызывают:

гидролиз не протекает.

Гидролиз не протекает.

Соль сильного основания и сильной кислоты гидролизу не подвергается. Среда нейтральная, рН = 7.

Пример 5. Гидролиз ковалентных соединений. Ковалентные соединения (неметаллов с неметаллами) подвергаются необратимому разложению водой с образованием двух кислот. Так, гидролиз фторида хлора (III) приводит к образованию хлористой и фтороводородной кислот:

Не забывайте, что гидролиз протекает обычно без изменения степеней окисления элементов.

Пример 6. Гидролиз по аниону может протекать в соответствии со следующими уравнениями:

I ступень: ,

II вторая ступень: .

Приведите выражения константы гидролиза по этим ступеням. Рассчитайте константы гидролиза, используя ионное произведение воды

К w = · =10 - 14

и константы ионизации сероводородной кислоты:

Сравните глубину протекания гидролиза по первой и второй ступеням. Какой ступенью практически ограничивается гидролиз по ?

Приведем выражение и вычислим значение константы гидролиза по I ступени:

Приведем выражение и вычислим значение константы гидролиза по II ступени:

Значение К г2 пренебрежительно мало по сравнению со значением К г1 . Это свидетельствует о том, что вторая ступень гидролиза практически не протекает.

ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

1. Составьте уравнения гидролиза следующих соединений: CoCl 2 , Na 2 SiO 3 , BCl 3 . Укажите рН и характер среды. Какое из данных соединений подвергается полному гидролизу? Укажите окраску индикаторов в этих растворах. Приведите выражение константы гидролиза по иону SiO 3 2 - .

2. Составьте уравнения гидролиза следующих соединений: K 2 SO 3 , Cr 2 (SO 4) 3 , PCl 3 . Укажите рН и характер среды. Какое из данных соединений подвергается полному гидролизу? Приведите выражение константы гидролиза по иону Cr 3+ .

3. Составьте уравнения гидролиза следующих соединений: FeBr 2 , K 3 PO 4 , PCl 5 . Укажите рН и характер среды. Какое из данных соединений подвергается полному гидролизу? Приведите выражение константы гидролиза по иону РO 4 3 - .

4. Составьте уравнения гидролиза следующих соединений: K 2 SiO 3 , Be(NO 3) 2 , PI 3 . Укажите рН и характер среды. Какое из данных соединений подвергается полному гидролизу? Укажите окраску индикаторов в этих растворах.

5. Составьте уравнения гидролиза следующих соединений: AlCl 3 , Na 2 S, BBr 3 . Укажите рН и характер среды. Какое из данных соединений подвергается полному гидролизу? Приведите выражение константы гидролиза по иону Al 3+ .

Составьте уравнения гидролиза следующих соединений: FeSO 4 , Na 2 SiO 3 , SiCl 4 . Укажите рН и характер среды. Какое из данных соединений подвергается полному гидролизу?

Составьте уравнения гидролиза следующих соединений: Ni(NO 3) 2 , Na 3 PO 4 , PBr 5 . Укажите рН и характер среды. Какое из данных соединений подвергается полному гидролизу?

Составьте уравнения гидролиза следующих соединений: K 2 SO 3 , SnCl 2 , SCl 4 . Укажите рН и характер среды. Какое из данных соединений подвергается полному гидролизу?

Расчет степени окисления

Резюме

1. Формирование кадрового состава - одна из наиболее существенных областей работы менеджера по персоналу.

2. Для того чтобы обеспечить организацию необходимым кадровым ресурсом, важно разработать адекватную задачам ситуацию во внешней среде и технологию деятельности, структуру фирмы; рассчитать потребность в персонале.

3. Для разработки программ найма необходимо провести анализ кадровой ситуации в регионе, разработать процедуры привлечения и оценки кандидатов, провести адаптационные мероприятия по включению новых сотрудников в организацию.

Контрольные вопросы

1. Какие группы факторов необходимо учесть при создании организационной структуры?
2. Какие этапы проектирования организации могут быть выделены?
3. Объясните понятие “качественная оценка потребности в персонале”.
4. Охарактеризуйте понятие “дополнительная потребность в персонале”.
5. С какой целью проводится анализ кадровой ситуации в регионе?
6. С какой целью проводится анализ деятельности?
7. Какие стадии анализа деятельности можно выделить?
8. Объясните, что представляет собой профессиограмма?
9. Какие факторы внешней среды влияют на процесс набора кандидатов?
10. Охарактеризуйте источники внутреннего и внешнего найма.
11. Как оценить качество набора?
12. Какие методы используются при оценке кандидатов?
13. Какие парадигмы конкурсного набора вы знаете?
14. Назовите этапы адаптации сотрудника в организации.

Для вычисления степени окисления элемента следует учитывать следующие положения:

1. Степени окисления атомов в простых веществах равны нулю (Na 0 ; H 2 0).

2. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, всегда равна нулю, а в сложном ионе эта сумма равна заряду иона.

3. Постоянную степень окисления имеют атомы: щелочных металлов (+1), щелочноземельных металлов (+2), водорода (+1) (кроме гидридов NaH, CaH 2 и др., где степень окисления водорода -1), кислорода (-2) (кроме F 2 -1 O +2 и пероксидов, содержащих группу–O–O–, в которой степень окисления кислорода -1).

4. Для элементов положительная степень окисления не может превышать величину, равную номеру группы периодической системы.

Примеры:

V 2 +5 O 5 -2 ; Na 2 +1 B 4 +3 O 7 -2 ; K +1 Cl +7 O 4 -2 ; N -3 H 3 +1 ; K 2 +1 H +1 P +5 O 4 -2 ; Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2

Существует два типа химических реакций:

A Реакции, в которых не изменяется степень окисления элементов:

Реакции присоединения

SO 2 + Na 2 O Na 2 SO 3

Реакции разложения

Cu(OH) 2 – t CuO + H 2 O

Реакции обмена

AgNO 3 + KCl AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 NaNO 3 + H 2 O

B Реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих соединений:

2Mg 0 + O 2 0 2Mg +2 O -2

2KCl +5 O 3 -2 – t 2KCl -1 + 3O 2 0

2KI -1 + Cl 2 0 2KCl -1 + I 2 0

Mn +4 O 2 + 4HCl -1 Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + 2H 2 O

Такие реакции называются окислительно - восстановительными.